Löffler/Petrides Biochemie und Pathobiochemie by Prof. Dr. Peter C. Heinrich, Prof. Dr. Matthias Müller,
By Prof. Dr. Peter C. Heinrich, Prof. Dr. Matthias Müller, Prof. Dr. Lutz Graeve (eds.)
Biochemie in einer neuen Dimension!
„Löffler/Petrides Biochemie und Pathobiochemie“ gehört zu den Lehrbüchern, die guy unbedingt im Bücherregal haben muss. Ohne ein umfassendes und gleichzeitig verständliches Grundlagenbuch wird guy sonst immer Schwierigkeiten haben, die komplexen biochemischen Zusammenhänge so zu verstehen, dass sich dieses Wissen auch in die spätere klinische Tätigkeit transportieren lässt.
In der komplett neu konzipierten und überarbeiteten nine. Auflage wurde der Stoff in seventy four kleinere Kapitel unterteilt. So fällt zum einen die Orientierung im Inhaltsverzeichnis leichter und zum anderen sind die einzelnen Lerneinheiten deutlich übersichtlicher.
Jedes Kapitel ist gründlich aktualisiert worden, zahlreiche Abbildungen wurden neu gezeichnet und gleichzeitig überarbeitet.
Was „Löffler/Petrides Biochemie und Pathobiochemie“ aber einzigartig macht, sagt schon der Titel. Neben den normalen biochemischen Vorgängen im Körper wird in nahezu jedem Kapitel die Brücke geschlagen zur Pathobiochemie. Das fördert ein grundlegendes Verständnis dafür, warum es sich lohnt, alles über Moleküle, Mechanismen, Transportwege und Zellvorgänge zu wissen.
Damit es leichter fällt, die Biochemie zu „erobern“, gibt es ein überschaubares didaktisches Konzept, viele spannende Exkurse, die den Blick über den Tellerrand schärfen und zusätzliche Hintergrundinfos, die das Verständnis fördern.
Meistern Sie die Vorklinik mit einem „großen“ Biochemiebuch und nehmen Sie Ihr Wissen mit in den klinischen Abschnitt Ihres Studiums. Mehr verstehen – besser vorbereitet sein!
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6). Diese größere Beweglichkeit der Wassermoleküle bedeutet eine größere Unordnung und damit eine Zunahme der Entropie. Somit entsteht die hydrophobe Wechselwirkung infolge eines Entropieeffektes. Nach der Gibbs-Helmholtz-Gleichung (7 Kap. 1): ΔG = ΔH – TΔS ΔH = Enthalpiedifferenz und ΔS = Entropiedifferenz kommt es bei einer Zunahme der Entropie (ΔS) zu einer Abnahme der Freien Enthalpie ΔG1. Prozesse, bei denen ΔG <0 ist, laufen spontan ab (exergon). Hydrophobe Effekte sind demnach nicht auf eine gegenseitige Anziehung/Bindung der hydrophoben Moleküle zurückzuführen, sondern auf eine Abnahme der freien Enthalpie hervorgerufen durch den Anstieg der Entropie der umgebenden Wassermoleküle.
6). Diese größere Beweglichkeit der Wassermoleküle bedeutet eine größere Unordnung und damit eine Zunahme der Entropie. Somit entsteht die hydrophobe Wechselwirkung infolge eines Entropieeffektes. Nach der Gibbs-Helmholtz-Gleichung (7 Kap. 1): ΔG = ΔH – TΔS ΔH = Enthalpiedifferenz und ΔS = Entropiedifferenz kommt es bei einer Zunahme der Entropie (ΔS) zu einer Abnahme der Freien Enthalpie ΔG1. Prozesse, bei denen ΔG <0 ist, laufen spontan ab (exergon). Hydrophobe Effekte sind demnach nicht auf eine gegenseitige Anziehung/Bindung der hydrophoben Moleküle zurückzuführen, sondern auf eine Abnahme der freien Enthalpie hervorgerufen durch den Anstieg der Entropie der umgebenden Wassermoleküle.
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