Chemie - Exam

Aufgabe 1)

Betrachten Sie das Element Chlor mit der Ordnungszahl 17 und der Massenzahl 35.

a)

Gib die genaue Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen in einem neutralen Chloratom an.

Lösung:

Lass uns die genaue Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen in einem neutralen Chloratom bestimmen:

• Protonen: Die Anzahl der Protonen in einem Atom wird durch die Ordnungszahl bestimmt. Da Chlor die Ordnungszahl 17 hat, hat ein neutrales Chloratom 17 Protonen.
• Elektronen: In einem neutralen Atom ist die Anzahl der Elektronen gleich der Anzahl der Protonen. Daher hat ein neutrales Chloratom ebenfalls 17 Elektronen.
• Neutronen: Die Massenzahl eines Atoms ist die Summe der Protonen und Neutronen. Bei Chlor beträgt die Massenzahl 35. Also berechnen wir die Anzahl der Neutronen wie folgt: Massenzahl = Anzahl der Protonen + Anzahl der Neutronen 35 = 17 + Anzahl der Neutronen Anzahl der Neutronen = 35 - 17 = 18 Neutronen.

Daher hat ein neutrales Chloratom:

• 17 Protonen
• 17 Elektronen
• 18 Neutronen

b)

Beschreibe die Elektronenkonfiguration von Chlor und erkläre, in welcher Periode und Gruppe im Periodensystem sich Chlor befindet.

Lösung:

Um die Elektronenkonfiguration von Chlor zu beschreiben und zu erklären, in welcher Periode und Gruppe im Periodensystem es sich befindet, gehen wir wie folgt vor:

• Elektronenkonfiguration: Die Elektronenkonfiguration gibt an, wie die Elektronen in den Schalen und Unterschalen eines Atoms verteilt sind. Chlor hat die Ordnungszahl 17, was bedeutet, es hat 17 Elektronen. Die Elektronenkonfiguration kann folgendermaßen bestimmt werden: - Die erste Schale (K-Schale) kann maximal 2 Elektronen aufnehmen: 1s² - Die zweite Schale (L-Schale) kann maximal 8 Elektronen aufnehmen: 2s² 2p⁶ - Die dritte Schale (M-Schale) kann maximal 18 Elektronen aufnehmen, aber hier sind noch die restlichen 7 Elektronen zu verteilen: 3s² 3p⁵ Daraus ergibt sich die Elektronenkonfiguration für Chlor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵.
• Periode: Die Periode eines Elements im Periodensystem gibt an, welche die höchste besetzte Elektronenschale ist. Für Chlor, das Elektronen bis zur dritten Schale (M-Schale) hat, gilt: Es befindet sich in der dritten Periode.
• Gruppe: Die Gruppe im Periodensystem gibt an, wie viele Elektronen sich in der äußersten Schale (Valenzschale) befinden. Chlor hat in seiner Valenzschale (dritte Schale) 7 Elektronen (3s² 3p⁵). Es befindet sich in der 17. Gruppe, die auch als Halogene bekannt ist.

Zusammenfassend:

• Die Elektronenkonfiguration von Chlor ist: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵.
• Chlor befindet sich in der dritten Periode und der 17. Gruppe des Periodensystems.

c)

Berechne die durchschnittliche Masse eines Chlorrisotops, wenn Chlor in der Natur hauptsächlich als zwei Isotope vorkommt:

• Chlor-35 (75% Häufigkeit)
• Chlor-37 (25% Häufigkeit)

Lösung:

Um die durchschnittliche Masse eines Chlorrisotops zu berechnen, wenn Chlor in der Natur hauptsächlich als zwei Isotope vorkommt, gehen wir wie folgt vor:

• Gegebene Daten:
  • Chlor-35: Häufigkeit 75%, Masse 35 u
  • Chlor-37: Häufigkeit 25%, Masse 37 u
• Berechnung der durchschnittlichen Masse: Dazu verwenden wir die gewichtete Mittelmethode, bei der wir die Masse jedes Isotops mit seiner Häufigkeit multiplizieren und die Ergebnisse addieren:
  • Durchschnittliche Masse = (Masse von Chlor-35 × Häufigkeit von Chlor-35) + (Masse von Chlor-37 × Häufigkeit von Chlor-37)
  • Durchschnittliche Masse = (35 u × 0.75) + (37 u × 0.25)
  • Durchschnittliche Masse = 26.25 u + 9.25 u
  • Durchschnittliche Masse = 35.5 u

Die durchschnittliche Masse eines Chlorrisotops beträgt daher 35.5 u.

Aufgabe 2)

Die kovalente Bindung ist ein fundamentaler Aspekt der Chemie, speziell bei der Molekülbildung. Bei dieser Art der Bindung teilen sich zwei Atome Elektronenpaare, um stabile Elektronenkonfigurationen zu erreichen. Diese Übung konzentriert sich auf die Charakteristika und Auswirkungen kovalenter Bindungen.

• Kovalente Bindung: Überlappung von Atomorbitalen zur Elektronenpaarbildung.
• Einfachbindung (z.b. H—H): ein Elektronenpaar geteilt.
• Doppelbindung (z.b. O=O): zwei Elektronenpaare geteilt.
• Dreifachbindung (z.b. N≡N): drei Elektronenpaare geteilt.
• Bindungslänge und -energie: Stärker bei Mehrfachbindungen, aber kürzer.
• Molekülgeometrie: Bestimmt durch VSEPR-Modell.
• Elektronegativität: Bestimmt Partialladungen und Polarität des Moleküls.

a)

a) Zeichne die Lewis-Struktur von Kohlendioxid (CO₂) und erkläre die Art der kovalenten Bindungen in diesem Molekül. Bestimme die Anzahl der gemeinsam genutzten Elektronenpaare zwischen den Atomen und beschreibe die Molekülgeometrie unter Verwendung des VSEPR-Modells. Begründe Deine Antworten.

Lösung:

Um die Lewis-Struktur von Kohlendioxid (CO₂) zu zeichnen und die Art der kovalenten Bindungen zu erklären, befolgen wir diese Schritte:

• Bestimme die Anzahl der Valenzelektronen: Kohlenstoff (C) hat 4 Valenzelektronen und jedes Sauerstoffatom (O) hat 6 Valenzelektronen. Somit haben wir insgesamt 16 Valenzelektronen (4 für Kohlenstoff + 2 x 6 für Sauerstoff).
• Zeichne das zentrale Atom: Kohlenstoff ist das zentrale Atom und die beiden Sauerstoffatome werden darum platziert.
• Verbinde die Atome mit Einfachbindungen: Das Verbinden von Kohlenstoff mit jedem Sauerstoffatom benötigt 2 Elektronenpaare (4 Valenzelektronen).
• Füge die restlichen Elektronen hinzu, um die Oktettregel zu erfüllen: Jede Bindung benötigt 4 Elektronen, also bleiben 12 Elektronen übrig. Diese werden um die Sauerstoffatome verteilt, um ihre Oktettregel zu erfüllen.
• Überprüfe die Oktettregel: Füge, falls nötig, Doppelbindungen hinzu, um sicherzustellen, dass jedes Atom die Oktettregel erfüllt. In diesem Fall bildet Kohlenstoff mit jedem Sauerstoffatom eine Doppelbindung, um die Oktettregel zu erfüllen.

Hier ist die Lewis-Struktur von Kohlendioxid:

O=C=O

Jedes Sauerstoffatom bildet eine Doppelbindung mit dem Kohlenstoffatom. Das bedeutet, dass insgesamt vier Elektronenpaare (2 Elektronenpaare pro Doppelbindung) zwischen den Atomen geteilt werden.

Art der kovalenten Bindungen: In CO₂ gibt es zwei Doppelbindungen zwischen dem Kohlenstoff- und den Sauerstoffatomen. Diese Bindungen resultieren aus der Überlappung der p-Orbitale von Kohlenstoff und Sauerstoff, wodurch jedes Bindungselektronenpaar geteilt wird.

Molekülgeometrie: Unter Verwendung des VSEPR-Modells (Valence Shell Electron Pair Repulsion) können wir die Geometrie des Moleküls bestimmen:

• Kohlenstoff hat 4 Valenzelektronenpaare (zwei Doppelbindungen).
• Da es keine freien Elektronenpaare auf dem Kohlenstoff gibt und nur 2 Bindungspaare (Doppelbindungen) existieren, ist die Geometrie linear.

Somit hat das Kohlendioxid-Molekül eine lineare Struktur mit einem Bindungswinkel von 180 Grad.

b)

b) Basierend auf den Konzepten der Elektronegativität und Molekülgeometrie: Erkläre, warum das Wassermolekül (H₂O) ein permanentes Dipolmoment besitzt, während das Kohlendioxidmolekül (CO₂) dies nicht tut. Beziehe Dich dabei auf die Verteilung der Elektronenpaare und die geometrische Anordnung der Atome.

Lösung:

Um zu erklären, warum das Wassermolekül (H₂O) ein permanentes Dipolmoment besitzt, während das Kohlendioxidmolekül (CO₂) dies nicht tut, müssen wir die Konzepte der Elektronegativität und Molekülgeometrie berücksichtigen:

• Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom in einem Molekül Elektronen zu sich zieht. Sauerstoff ist stark elektronegativ, was bedeutet, dass es Elektronen stärker anzieht als Wasserstoff oder Kohlenstoff.

• Das Wassermolekül hat eine gewinkelte (bent) Struktur. Dies ist auf die zwei freien Elektronenpaare (Lone Pairs) am Sauerstoffatom zurückzuführen.
• Die Struktur kann als V-förmig beschrieben werden, mit einem Bindungswinkel von etwa 104,5 Grad zwischen den beiden Wasserstoffatomen.

• Das Kohlendioxidmolekül hat eine lineare Struktur, da das zentrale Kohlenstoffatom symmetrisch durch Doppelbindungen mit zwei Sauerstoffatomen verbunden ist, und es keine freien Elektronenpaare am Kohlenstoff gibt.
• Die Struktur kann als linear mit einem Bindungswinkel von 180 Grad beschrieben werden.

Warum H₂O ein permanentes Dipolmoment besitzt:

• In einem Wassermolekül zieht der Sauerstoff aufgrund seiner hohen Elektronegativität die Elektronen stärker an sich als die Wasserstoffatome.
• Da das Wassermolekül aufgrund seiner gewinkelten Struktur nicht symmetrisch ist, führen die Elektronenverschiebungen zu einem Netto-Dipolmoment.
• Das bedeutet, dass das Molekül eine positive Teilladung (δ+) an den Wasserstoffatomen und eine negative Teilladung (δ-) am Sauerstoffatom besitzt, die nicht durch symmetrische Anordnung aufgehoben wird, was ein permanentes Dipolmoment erzeugt.

Warum CO₂ kein permanentes Dipolmoment besitzt:

• Obwohl in CO₂ jedes Sauerstoffatom ebenfalls die Elektronen stärker anzieht als das Kohlenstoffatom (aufgrund der höheren Elektronegativität von Sauerstoff), heben sich diese Elektronenverschiebungen aufgrund der linearen und symmetrischen Struktur des Moleküls gegenseitig auf.
• Jede Bindung hat ein Dipolmoment, aber da sie in entgegengesetzte Richtungen mit gleichem Betrag verlaufen, summieren sie sich zu null.

Daher hat CO₂ kein permanentes Dipolmoment, während H₂O aufgrund seiner unsymmetrischen gewinkelten Struktur und der unterschiedlichen Elektronegativitäten der gebundenen Atome ein permanentes Dipolmoment besitzt.

c)

c) Berechne die Bindungsenergie von Stickstoff (N₂), wenn die Dissoziationsenergie der Dreifachbindung 941 kJ/mol beträgt. Anschließend: Wie unterscheidet sich diese Energie im Vergleich zur Dissoziationsenergie einer Einfachbindung zwischen zwei Wasserstoffatomen (H₂), welche 436 kJ/mol beträgt? Erläutere, welche Rückschlüsse hieraus über die Bindungsstärke und -länge gezogen werden können.

Lösung:

Um die Bindungsenergie von Stickstoff (N₂) und Wasserstoff (H₂) zu vergleichen sowie Rückschlüsse über die Bindungsstärke und -länge zu ziehen, befolgen wir diese Schritte:

• Berechnung der Bindungsenergie:
• Die Dissoziationsenergie (auch Bindungsenergie genannt) für die Dreifachbindung in Stickstoff (N₂) beträgt 941 kJ/mol. Das bedeutet, dass 941 kJ Energie benötigt werden, um ein Mol N≡N-Bindungen zu brechen und Stickstoffatome zu isolieren.
• Die Dissoziationsenergie für die Einfachbindung in Wasserstoff (H₂) beträgt 436 kJ/mol. Das bedeutet, dass 436 kJ Energie benötigt werden, um ein Mol H—H-Bindungen zu brechen und Wasserstoffatome zu isolieren.

Vergleich der Bindungsenergie:

• Bindungsenergie von N₂: 941 kJ/mol
• Bindungsenergie von H₂: 436 kJ/mol

Die Bindungsenergie in Stickstoff (N₂) ist also wesentlich höher als die in Wasserstoff (H₂). Das hat einige wichtige Implikationen:

Schlussfolgerungen über die Bindungsstärke und -länge:

• Bindungsstärke: Die Bindungsstärke ist proportional zur Bindungsenergie. Das bedeutet, dass die Dreifachbindung in N₂ (941 kJ/mol) deutlich stärker ist als die Einfachbindung in H₂ (436 kJ/mol). Dreifachbindungen sind generell stärker als Einfachbindungen, da mehr Elektronenpaare zwischen den Atomen geteilt werden und somit eine stärkere Anziehungskraft herrscht.
• Bindungslänge: Es gibt einen inversen Zusammenhang zwischen Bindungsstärke und Bindungslänge. Das bedeutet, dass stärkere Bindungen kürzer sind. Deshalb ist die Dreifachbindung in Stickstoff (N₂) kürzer als die Einfachbindung in Wasserstoff (H₂). Kürzere Bindungen sind stabiler und benötigen mehr Energie, um gebrochen zu werden.

Zusammenfassend lässt sich sagen: Die Bindungsenergie von Stickstoff (N₂) beträgt 941 kJ/mol und ist wesentlich höher als die Bindungsenergie von Wasserstoff (H₂) mit 436 kJ/mol. Dies weist auf eine stärkere und kürzere Bindung in N₂ hin im Vergleich zu H₂. Stark gebundene Moleküle mit kürzeren Bindungen erfordern mehr Energie, um gespalten zu werden, was ihre Stabilität unter Standardbedingungen erhöht.

Aufgabe 3)

Ein Patient kommt in die Notaufnahme mit Symptomen, die auf eine Störung des Säure-Basen-Haushalts hinweisen. Blutgasanalysen zeigen einen pH-Wert von 7.30, einen erhöhten CO₂-Gehalt und einen normalen Bicarbonat-Spiegel. Diese Werte deuten auf eine respiratorische Azidose hin. Verwende die Brönsted-Lowry- und Lewis-Theorien sowie die Henderson-Hasselbalch-Gleichung, um diese Situation und mögliche Behandlungsstrategien zu analysieren.

a)

Erkläre die Ursache der respiratorischen Azidose im Kontext der Brönsted-Lowry-Theorie. Beschreibe, wie sich eine respiratorische Azidose auf den Protonen- (H⁺) und Bicarbonat-(HCO₃⁻) Spiegel im Blut auswirkt.

Lösung:

Ursache der respiratorischen Azidose im Kontext der Brönsted-Lowry-Theorie:

• Die Brönsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Protonendonoren und Basen als Protonenakzeptoren. Im Fall einer respiratorischen Azidose ist die Ursache meist eine Hypoventilation, bei der der Körper nicht genügend CO₂ abatmet.
• Das akkumulierte CO₂ löst sich im Blut und reagiert mit Wasser unter Bildung von Kohlensäure (H₂CO₃), einer schwachen Säure:
• Chemische Reaktionen:

   CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ 

   H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ 

• Auswirkung auf den Protonen- (H⁺) und Bicarbonat- (HCO₃⁻) Spiegel:
  • Die Erhöhung des CO₂-Gehalts im Blut verschiebt das Gleichgewicht der Reaktionen nach rechts, was zu einer erhöhten Konzentration an Protonen (H⁺) führt. Dies führt zu einem geringeren pH-Wert (Azidose).
  • Da H₂CO₃ weiter in Protonen (H⁺) und Bicarbonat-Ionen (HCO₃⁻) dissoziiert, bleibt der Bicarbonat-Spiegel im Vergleich zu den Veränderungen im Protonen-Spiegel konstant bzw. nur leicht verändert.

Zusammenfassend: Die respiratorische Azidose wird durch eine Hypoventilation ausgelöst, die zu einem Anstieg des CO₂-Gehalts führt. Aufgrund der chemischen Gleichgewichte erhöht sich die H⁺-Konzentration, was den pH-Wert senkt (Azidose), während der HCO₃⁻-Spiegel relativ stabil bleibt.

b)

Nutze die Henderson-Hasselbalch-Gleichung, um zu berechnen, wie sich der pH-Wert des Blutes ändert, wenn die Konzentration von Bicarbonat \textit{[HCO₃⁻]} auf 24 mmol/L und die Konzentration von CO₂ \textit{[CO₂]} auf 1.2 mmol/L festgelegt ist. (Hinweis: Der pKₐ von Kohlensäure (\textit{H₂CO₃}) beträgt 6.1).

Lösung:

Berechnung des pH-Wertes mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

• Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung für ein Puffersystem lautet:

pH = pK_a + \text{log} \frac{[A^-]}{[HA]}

• Hierbei ist:
• pKₐ = 6.1 (für Kohlensäure, H₂CO₃)
• [HCO₃⁻] = 24 mmol/L (Bicarbonat-Konzentration)
• [CO₂] = 1.2 mmol/L (Konzentration des gelösten CO₂, welches als Proxy für die Kohlensäure-Konzentration [H₂CO₃] fungiert)
• Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung wird dann wie folgt angewendet:

pH = 6.1 + \text{log} \frac{24}{1.2}

• Nun führen wir die Berechnungen Schritt für Schritt durch:
• Zählwert von [HCO₃⁻] und [CO₂]: \frac{24}{1.2} = 20
• Logarithmus zur Basis 10 von 20: \text{log}(20) ≈ 1.301
• Setze das Ergebnis in die Gleichung ein:

pH = 6.1 + 1.301 = 7.401

Zusammenfassend ergibt sich bei den festgelegten Bedingungen ([HCO₃⁻] = 24 mmol/L und [CO₂] = 1.2 mmol/L) ein Blut-pH-Wert von ungefähr 7.401.

c)

Diskutiere, wie die Lewis-Säure-Base-Theorie für die Entwicklung eines Medikaments genutzt werden könnte, das als künstlicher Puffer in Fällen von Azidose oder Alkalose dient. Gehe dabei auf die Rolle von Elektronenpaar-Donatoren und Elektronenpaar-Akzeptoren ein.

Lösung:

Analyse der Lewis-Säure-Base-Theorie für die Entwicklung eines Medikaments zur Behandlung von Azidose oder Alkalose:

• Die Lewis-Säure-Base-Theorie definiert Säuren als Elektronenpaar-Akzeptoren und Basen als Elektronenpaar-Donatoren. Diese Definition erlaubt eine breitere Palette an chemischen Reaktionen als die Brönsted-Lowry-Theorie, da sie nicht auf Protonentransfer beschränkt ist.
• Im Kontext der Entwicklung eines Medikaments für Azidose (zu viel Säure im Blut) oder Alkalose (zu viel Base im Blut) könnte die Lewis-Theorie entscheidende Hinweise liefern:

• Rolle der Elektronenpaar-Donatoren (Basen):
• Eine Lewis-Base ist ein Elektronenpaar-Donator. In Fällen von Azidose wäre es nützlich, eine Substanz zu entwickeln, die als Lewis-Base agiert und überschüssige Protonen (H⁺) bindet. Das Medikament könnte Moleküle enthalten, die stark genug sind, um als Elektronenpaar-Donatoren zu fungieren und dadurch die Protonenkonzentration im Blut zu reduzieren.
• Ein Beispiel wäre ein Molekül, das ein freies Elektronenpaar besitzt, wie Ammoniak (NH₃) oder ein anderes Amin, das leicht Protonen aufnehmen kann:

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

• In Fällen von Alkalose könnte das Medikament eine Lewis-Säure enthalten, die als Elektronenpaar-Akzeptor agiert. Dies würde es ermöglichen, überschüssige Hydroxid-Ionen (OH⁻) im Blut zu neutralisieren.
• Ein Beispiel wäre die Verwendung eines Metallkations wie Al³⁺, das stark genug ist, um Hydroxid-Ionen zu binden:

Al³⁺ + 3OH⁻ → Al(OH)₃

• Die Entwicklung eines solchen Medikaments würde folgende Schritte umfassen:
• Identifizierung geeigneter Elektronenpaar-Donatoren (Basen) für die Behandlung von Azidose.
• Identifizierung geeigneter Elektronenpaar-Akzeptoren (Säuren) für die Behandlung von Alkalose.
• Die Substanzen müssten in der Lage sein, schnell und effektiv die Protonen- oder Hydroxid-Ionen-Konzentrationen im Blut zu regulieren, ohne dabei unerwünschte Nebenwirkungen zu verursachen.

Aufgabe 4)

Redoxreaktionen spielen eine zentrale Rolle im Energiestoffwechsel von Zellen. Durch den Austausch von Elektronen zwischen Molekülen kommt es zur Oxidation einer Substanz (Elektronenabgabe) und Reduktion einer anderen Substanz (Elektronenaufnahme). Diese Prozesse sind fundamental für die Energiegewinnung in der Zellatmung, die sich in Glykolyse, Citratzyklus und Atmungskette unterteilen lässt. Während der oxidative Phosphorylierung wird ATP produziert, unterstützt durch die Elektronenträger NADH und FADH₂. Ein Beispiel für eine solche Redoxreaktion ist die Oxidation von Glucose:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O + Energie

a)

a) Bestimme die Anzahl der Elektronen, die bei der vollständigen Oxidation eines Glucosemoleküls übertragen werden. Nutze dabei die Halbgleichungen der Redoxreaktionen von Glucose und Sauerstoff, um deine Berechnungen zu verdeutlichen.

Lösung:

Um die Anzahl der Elektronen zu bestimmen, die bei der vollständigen Oxidation eines Glucosemoleküls übertragen werden, können wir die Redox-Halbreaktionen von Glucose und Sauerstoff betrachten. Zunächst schreiben wir die Halbgleichungen für die Oxidation von Glucose und die Reduktion von Sauerstoff auf:

• Oxidation von Glucose:

Glucose (C₆H₁₂O₆) wird zu Kohlendioxid (CO₂) oxidiert, wobei Elektronen abgegeben werden. Die Halbgleichung lautet:

C6H12O6 → 6 CO2 + 24 H+ + 24 e-

• Reduktion von Sauerstoff:

Sauerstoff (O₂) wird zu Wasser (H₂O) reduziert, wobei Elektronen aufgenommen werden. Die Halbgleichung lautet:

6 O2 + 24 e- + 24 H+ → 12 H2O

Wenn wir die beiden Halbgleichungen addieren, erhalten wir die vollständige Reaktionsgleichung:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Aus den Halbgleichungen können wir erkennen, dass bei der vollständigen Oxidation eines Glucosemoleküls 24 Elektronen übertragen werden.

b)

b) Erkläre die Rolle der Elektronenträger NADH und FADH₂ in der Atmungskette. Wie tragen sie zur Produktion von ATP bei?

Lösung:

Die Elektronenträger NADH und FADH₂ spielen eine zentrale Rolle in der Atmungskette, auch bekannt als Elektronentransportkette, die sich in den Mitochondrien der Zellen befindet. Bei der Zellatmung, insbesondere während der Glykolyse, des Citratzyklus und der oxidativen Phosphorylierung, werden NADH und FADH₂ gebildet.

• Funktion von NADH und FADH₂:

• NADH: NAD⁺ (Nicotinamidadenindinukleotid) wird durch Aufnahme von Elektronen und Protonen zu NADH reduziert. NADH wird hauptsächliche während der Glykolyse und des Citratzyklus produziert.

• FADH₂: FAD (Flavinadenindinukleotid) wird durch Aufnahme von Elektronen und Protonen zu FADH₂ reduziert. Dies geschieht hauptsächlich im Citratzyklus.

Die gewonnenen Elektronen im NADH und FADH₂ werden in die Atmungskette eingespeist. Beide Moleküle geben die Elektronen an die Protein-Komplexe der Atmungskette ab:

• Elektronentransport und Protonenpumpen:

• NADH: NADH liefert Elektronen an den ersten Komplex der Atmungskette (Komplex I). Diese Elektronen durchlaufen eine Reihe von Redoxreaktionen über die Komplexe I, III, und IV.

• FADH₂: FADH₂ gibt Elektronen direkt an den zweiten Komplex der Atmungskette (Komplex II) ab. Diese Elektronen durchlaufen die Komplexe II, III und IV.

Jeder dieser Übergänge treibt Protonen (H⁺) von der mitochondrialen Matrix in den Intermembranraum der Mitochondrien:

• Protonengradient und ATP-Synthese:

Dieser Elektronentransport durch die Komplexe I, III und IV der Atmungskette erzeugt einen Protonengradienten über die innere Mitochondrienmembran hinweg. Durch diesen Gradienten entsteht ein elektochemisches Potential, welches häufig als protonenmotorische Kraft bezeichnet wird. Die Protonen strömen zurück in die Matrix durch den Kanal der ATP-Synthase (Komplex V), die diesen Protonenfluss nutzt, um ADP in ATP umzuwandeln.

• Die Hauptfunktion von NADH und FADH₂ besteht darin, Elektronen für die Atmungskette zur Verfügung zu stellen und somit zur Erzeugung eines Protonengradienten beizutragen, der letztendlich zur Synthese von ATP führt.

Zusammengefasst tragen NADH und FADH₂ durch die Lieferung von Elektronen zur Atmungskette entscheidend zur Produktion von ATP bei.

c)

c) Die Gesamtreaktion der Glucoseoxidation setzt Energie frei. Berechne die theoretische Anzahl von ATP-Molekülen, die durch die oxidative Phosphorylierung produziert werden können, wenn bekannt ist, dass ein Molekül NADH etwa 2,5 ATP und ein Molekül FADH₂ etwa 1,5 ATP liefert.

Lösung:

Um die theoretische Anzahl von ATP-Molekülen zu berechnen, die durch die oxidative Phosphorylierung bei der Oxidation eines Glucosemoleküls produziert werden können, müssen wir zunächst die Anzahl der produzierten NADH- und FADH₂-Moleküle kennen.

• Schritte der Zellatmung:

1. Glykolyse: In der Glykolyse wird 1 Molekül Glucose zu 2 Molekülen Pyruvat abgebaut, wobei netto 2 NADH entstehen.

2. Pyruvat-Oxidation: Die beiden Pyruvat-Moleküle werden in Acetyl-CoA umgewandelt. Dabei entstehen 2 NADH (1 pro Pyruvat).

3. Citratzyklus: Hier werden pro Glucose (2 Acetyl-CoA) 6 NADH und 2 FADH₂ produziert.

Zusammenfassung der Elektronenträger:

• Glykolyse: 2 NADH

• Pyruvat-Oxidation: 2 NADH

• Citratzyklus: 6 NADH und 2 FADH₂

Insgesamt ergeben sich daher:

• NADH: 2 (Glykolyse) + 2 (Pyruvat-Oxidation) + 6 (Citratzyklus) = 10 NADH

• FADH₂: 2 (Citratzyklus)

ATP-Produktion:

1 NADH liefert etwa 2,5 ATP und 1 FADH₂ liefert etwa 1,5 ATP.

Daher ergibt sich:

• ATP aus NADH: 10 NADH × 2,5 ATP/NADH = 25 ATP
• ATP aus FADH₂: 2 FADH₂ × 1,5 ATP/FADH₂ = 3 ATP

Die theoretische Gesamtzahl der durch oxidative Phosphorylierung produzierten ATP-Moleküle beträgt somit:

• 25 ATP + 3 ATP = 28 ATP