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Aufbau der Materie

Abstract

Ein grundlegendes Verständnis biologischer Prozesse setzt voraus, dass man weiß, wie Materie aufgebaut ist. Ausgehend von den Atomen und ihren Bausteinen wird hier gezeigt, mit welchen Bindungsmechanismen sich diese Atome zu einfachen bis sehr komplexen Molekülen verbinden können.

Atome mit gleichem Aufbau und folglich gleichem chemischen Verhalten werden unter einem Elementnamen zusammengefasst. Diese Elemente werden gemäß ihrer Protonen- und Elektronenzahl im Periodensystem der Elemente tabellarisch angeordnet. Eigenschaften eines Elements lassen sich dann aus seiner Position im Periodensystem vorhersagen, außerdem können Elemente einer Spalte als Gruppe ähnlichen chemischen Verhaltens klassifiziert werden.

Stoffe, d.h. Molekülmengen in gasförmiger, flüssiger oder fester Form, liegen selten als Reinstoff, sondern meist als sogenanntes Gemisch vor. Aufgrund ihrer chemischen und physikalischen Eigenschaften lassen sich diese Gemische mittels einiger hier vorgestellter Verfahren wieder trennen.

Atome und chemische Elemente

Atome galten lange als kleinste Teilchen (gr. "atomos" = unteilbar). Heute weiß man jedoch, dass Atome selbst aus noch kleineren Teilchen bestehen, die die Grundbausteine sämtlicher Materie sind. Viele Eigenschaften chemischer Stoffe lassen sich aus dem Aufbau der Atome erklären.

Bausteine der Atome

  • Definition: Atome sind aus kleineren Bausteinen aufgebaut, von denen für Mediziner nur die wichtigsten drei relevant sind und hier behandelt werden
  • Arten: In der Chemie sind drei Arten wichtig: Protonen, Neutronen, Elektronen
  • Eigenschaften
    • Masse: Neutronen und Protonen besitzen eine Masse von je 1 u
      • Einheit: u (Unit, 1 u = 1/12 der Masse des Kohlenstoffatoms)
      • Relative Atommasse: Da die Masse eines Atoms mit der Einheit "u" immer in Bezug zur Masse des Kohlenstoffatoms gesetzt wird, handelt es sich nicht um eine absolute, sondern um eine relative Massenangabe.
    • Ladung: Das Elektron besitzt eine negative Ladung von 1e, Protonen haben eine positive Ladung, die vom Betrag her genauso groß ist wie die Ladung der Elektronen.
      • Einheit: e (Elementarladung), die kleinste auftretende elektrische Ladungseinheit
    • Spin
      • Elektronen: Bewegen sich permanent im Raum und auch in einer Drehung um die eigene Achse. Den Drehimpuls dieser Eigendrehung nennt man Spin.
      • Kern: Auch der Kern von Atomen kann einen Gesamtspin haben. Wenn die Zahl der Protonen und Neutronen ungerade ist, verhalten sich die Kerne wie kleine Magneten. Dieses Phänomen macht man sich bei der Kernspinresonanztomographie zunutze.
Elementarteilchen Masse Ladung
Protonen 1 u + e
Neutronen 1 u 0
Elektronen 5,5x10-4 u - e

Näherungsweise berechnen Chemiker die relative Atommasse eines Elements als Summe aller Protonen und Neutronen.

Atome

Vor der Entdeckung der Elementarteilchen galten Atome als kleinste Bestandteile der Materie. Sie sind aus einem Kern und einer Hülle aufgebaut, wobei die Hülle bis zu 150.000 mal größer ist als der Kern.

  • Aufbau: Atome bestehen aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Elektronenhülle.
  • Eigenschaften
    • Ladung: In der neutralen Grundform sind Atome ungeladen
    • Form: Nahezu kugelförmig
  • Klassifikation: Atome werden im sog. Periodensystem der Elemente systematisch geordnet (s.u.)
    • Element: Atome, die gleich aufgebaut sind und sich daher chemisch gleich verhalten, werden unter der Sammelbezeichnung "Element" zusammengefasst.
    • Nomenklatur: Bezeichnung durch Elementsymbole, i.d.R. werden für diese Elementsymbole die Anfangsbuchstaben des Namens in lateinischer oder griechischer Schreibweise genommen: Bspw. Calcium = Ca; Sauerstoff (lat. oxygenium, von griech. oxys = "sauer" und genesis = "Entstehen") = O; Brom = Br; Silber (lat. argentum) = Ag

Atomkern

Atomkerne bestehen aus Protonen und Neutronen, die man deshalb auch als Nukleonen (Kernteilchen) bezeichnet. Die Zahl der Protonen bestimmt die Zugehörigkeit eines Atoms zu einem Element. Die Zahl der Neutronen kann jedoch variieren. Atome, die alle wegen ihrer Protonenzahl zu einem Element gehören, aber unterschiedliche Neutronenzahl haben, nennt man Isotope.

  • Aufbau
    • Protonenanzahl: Die Art eines Atoms bzw. Elements wird über die Zahl der Protonen definiert, sie wird auch Ordnungszahl genannt
    • Neutronenanzahl: Ist normalerweise gleich der Zahl der Protonen, kann aber leicht variieren
      • Isotope (auch als Nuklide bezeichnet eine Form der Nuklide): Atome, die gleich viele Protonen, aber unterschiedlich viele Neutronen besitzen
        • Nomenklatur: Um Atome bzw. Nuklide zu unterscheiden, schreibt man die Nukleonenzahl oben vor das Elementsymbol und die Protonenzahl unten vor das Element
          • Bsp.: 116C, 126C, 146C, 168O
        • Stabilität: Verschiedene Isotope sind unterschiedlich stabil. So liegt Kohlenstoff bspw. in den natürlichen Isotopen 12C, 13C und 14C vor, wobei 12C und 13C stabil sind und 14C instabil.
          • Protonenüberschuss: Liegen im Atomkern mehr Protonen als Neutronen und folglich eine starke positive Ladung vor, die nicht gut abgeschirmt wird, dann ist das Isotop instabil und neigt zum Abbau des Protonenüberschusses durch Umwandlung von Protonen in Neutronen (sog. β+-Strahlung)
        • Radioaktiver Zerfall: Instabile Nuklide zerfallen unter Aussendung von Strahlung, man bezeichnet sie daher als "radioaktiv". Details hierzu siehe: Ionisierende Strahlung
        • Isotopengemische: Die meisten Elemente besitzen mehrere Isotope und kommen daher als Isotopengemische vor. Sie werden über die Atommasse des Isotopengemisches beschrieben.
          • Berechnung: Die Atommasse eines Isotopengemisches kann man berechnen, indem man die Häufigkeit jedes Isotops mit dessen Atommasse multipliziert und alle Werte addiert.
  • Eigenschaften

Isotope in der Medizin
Viele radioaktive Isotope finden Anwendung in der Medizin, sowohl als Therapeutika als auch in der Diagnostik. Radioaktives Iod (131I) wird bspw. verabreicht, weil es sich selektiv in der Schilddrüse anreichert. Dort kann es im Rahmen der Radioiodtherapie als Therapeutikum u.a. bei Schilddrüsenkrebs verwendet werden. Durch die Strahlung, die das 131I aussendet, entstehen lokal freie Radikale, die die DNA der Zellen zerstören und so deren Tod und Abbau bedingen. Da diese zerstörerische Wirkung natürlich nicht nur Krebszellen, sondern auch gesundes Zellmaterial betrifft, wird der früher standardmäßig durchgeführte Radioiodtests zur Diagnostik bei Schilddrüsenerkrankungen heute nur noch sehr eingeschränkt eingesetzt .

Atomhülle

In der Atomhülle befinden sich die Elektronen, die die positive Ladung des Kerns durch ihre negativen Ladungen ausgleichen. Um den Aufbau der Atomhülle zu beschreiben, wurden verschiedene Modelle entwickelt, die sich jeweils mit den einzelne Aspekten der Elektronenbewegung befassen.

  • Aufbau: Die Hülle wird von den Elektronen gebildet, dabei entspricht beim neutralen Atom die Zahl der Elektronen der Zahl der Protonen im Kern
  • Eigenschaften
    • Ladung: Die Atomhülle ist negativ geladen
    • Masse: Die Hülle ist zwar deutlich größer als der kompakte Kern, ihre Masse ist aber vernachlässigbar
  • Modelle für die Verteilung der Elektronen in der Hülle: Elektronen sind negativ geladene Teilchen, die sich gegenseitig abstoßen. Sie können sich daher nur unter bestimmten Bedingungen gleichzeitig in der Hülle aufhalten. Diese Bedingungen werden über zwei Modelle beschrieben.
    • Bohr'sches Atommodell: Elektronen bewegen sich um den Kern herum auf festen Kreisbahnen (Schalen). Von innen nach außen bezeichnet man die Schalen folgendermaßen:
    • Atomorbitalmodell: Beschreibt die Elektronenverteilung innerhalb der verschiedenen Schalen
      • Grundannahme: Elektronen bewegen sich nicht auf festen Bahnen, sondern in verschieden geformten Bereichen der Schalen, die Atomorbitale (AO) heißen
      • Atomorbitaltypen: Nach ihrer Form werden folgende Orbitaltypen unterschieden
        • s-Orbitale (kugelförmig)
        • p-Orbitale (hantelförmig)
        • d-Orbitale (gekreuzte Doppelhantel)
      • Atomorbitalbesetzung
  • Valenzelektronen: Als Valenzelektronen bezeichnet man die Elektronen in der äußersten Schale eines Atoms. Mit diesen bilden Atome Bindungen zu anderen Atomen.

Ionen

Gibt ein Atom oder ein Molekül Elektronen ab bzw. nimmt Elektronen auf, entspricht die Elektronenanzahl nicht mehr der Protonenanzahl. Es entsteht ein insgesamt geladenes Teilchen, das Ion genannt wird. Die Entstehung von Ionen ist nicht freiwillig, es muss Energie zugeführt werden, damit ein Ion entsteht. Diese Energie nennt man Ionisierungsenergie, wenn Elektronen abgegeben werden, und Elektronenaffinität, wenn Elektronen aufgenommen werden.

Anionen Kationen
Bildung
  1. Durch Aufnahme von zusätzlichen Elektronen
  2. Durch Abgabe eines Protons (H+)
  1. Durch Abgabe von Elektronen
  2. Durch Anlagerung eines Protons (H+)
Beispiele
  • 1-fach geladen: Cl- (Chlorid), Br- (Bromid), I- (Iodid), OH- (Hydroxid), Nitrat (NO3), Carboxylate (RCOO)
  • 2-fach geladen: O2- (Oxid), Sulfat (SO42-), Carbonat (CO32-)
  • 3-fach geladen: Phosphat (PO43-)

Periodensystem der Elemente

Im Periodensystem der Elemente (PSE) werden die über hundert verschiedenen Elemente nach verschiedenen Kriterien wie der Ordnungszahl und der Konfiguration der Valenzelektronen geordnet. Es ist daher ein nützliches Werkzeug, um Informationen über die Eigenschaften der verschiedenen Elemente zu erlangen.

Ordnungskriterien im PSE

Der Aufbau des Periodensystem der Elemente orientiert sich an den Bausteinen der jeweiligen Atome. Es ergeben sich folgende Kriterien für den Aufbau:

  • Reihenfolge der Elemente: Elemente werden nach steigender Ordnungszahl (= Kernladungszahl) sortiert
  • Perioden (Zeilen): Für jede Schale, die mit Elektronen befüllt wird, wird eine neue Zeile im PSE angefangen
  • Gruppen (Spalten): Alle Elemente, die in einer Spalte untereinander stehen, haben die gleiche Valenzelektronen-Konfiguration
    • Hauptgruppen: Hier kommen Elektronen in s- oder p-Orbitale hinzu
      • Gruppen 1+2: Hier werden Elektronen in die s-Orbitale der verschiedenen Schalen gefüllt, d.h. Elemente der 1. Gruppe besitzen ein Valenzelektron, Elemente der 2. Gruppe zwei
      • Gruppen 13-18: Hier werden Elektronen in die p-Orbitale der verschiedenen Schalen gefüllt
    • Nebengruppen: Hier kommen Elektronen in d-Orbitalen hinzu (Gruppen 3-12)
  • Leere Stellen im Periodensystem: Kleine Schalen haben keinen Platz für alle Orbitaltypen, daher gibt es in den ersten Perioden des PSE leere Stellen

Im Periodensystem der Elemente werden die Spalten als Gruppen und die Zeilen als Perioden bezeichnet. Die Ordnungszahl steigt innerhalb von einer Gruppe von oben nach unten und innerhalb einer Periode von links nach rechts!

Trends im Periodensystem

Durch die Sortierung der Elemente ändern sich einige Elementeigenschaften systematisch innerhalb des Periodensystems. Die wichtigsten Trends werden im Folgenden zusammengefasst:

Eigenschaft Trend im PSE Erklärung
Atomradius Nimmt zu von oben nach unten und von rechts nach links

Die Größe steigt mit der Zahl der Elektronen, die die Hülle bilden. Da innerhalb einer Schale aber auch die Zahl der Kernladungen steigt, werden die Elektronen in der Hülle stärker angezogen und der Atomradius sinkt von links nach rechts.

  • Die Größe eines Atoms steigt mit der Zahl der Elektronen, die die Hülle bilden
  • Die Größe des Atoms sinkt innerhalb einer Periode (= von links nach rechts) aufgrund der steigenden Kernladungszahl
Ionenradius Nimmt zu von oben nach unten und nimmt ab von links nach rechts

Die Größe eines Ions hängt ab von der Größe des Atoms, aus dem es entsteht:

Ionisierungsenergie Nimmt zu von links nach rechts und gleichzeitig von unten nach oben Bei steigender Kernladung (durch eine wachsende Zahl von Protonen im Kern) werden die Elektronen in der Hülle fester an den Kern gebunden. Es wird dadurch schwerer, sie zu entfernen und man muss mehr Energie für die Ionisierung aufwenden.
Elektronegativität Nimmt zu von unten links nach oben rechts Die Elektronegativität, also die Fähigkeit Elektronen stark zu binden, steigt mit steigender Kernladung und sinkt, je weiter das freie Atomorbital vom Kern weg ist.
Metallcharakter Nimmt zu von oben nach unten und von rechts nach links

Der Metallcharakter umfasst typische Metalleigenschaften wie den metallischen Glanz, die Dehn- und Verformbarkeit und die gute elektrische und thermische Leitfähigkeit. Sein Trend korreliert mit geringer Elektronegativität und geringer Ionisierungsenergie. Sein Trend korreliert negativ mit der Elektronegativität und der Ionisierungsenergie, d.h., der Metallcharakter nimmt mit sinkender Elektronegativität und Ionisierungsenergie zu. Die Elemente lassen sich anhand dieses Merkmals in drei Kategorien einteilen:

  • Metall
  • Halbmetall
  • Nichtmetall

Der Metallcharakter eines Elements ist keine richtig greifbare Größe, weswegen die Unterscheidung zwischen Metall, Halbmetall und Nichtmetall oft nicht eindeutig ist!

Elementgruppen und ihre Eigenschaften

Innerhalb der verschiedenen Gruppen im Periodensystem treten ähnliche Eigenschaften auf. Für einige Gruppen sind diese stärker ausgeprägt als für andere Gruppen.

Gruppen-Nummer Gruppen-Namen Elemente Charakteristische Eigenschaften
1. Gruppe

Alkalimetalle

H, Li, Na, K, Rb, Cs
  • Bilden Kationen der Form A+
  • Elemente sind reaktiv, reagieren v.a. stark mit Wasser
2. Gruppe

Erdalkalimetalle

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
3. - 12. Gruppe Übergangsmetalle u.a. Sc, Ti, V, Cr, Mo, Mn, Fe, Co, Ni, Pd, Pt, Cu, Ag, Au, Zn, Hg
13. Gruppe Erdmetalle B, Al, Ga, In, Tl
  • Leichtmetalle (das sind echte Metalle, die aber eine geringere Dichte haben als andere Metalle wie z.B. Eisen)
  • Bor ist als einziges ein Halbmetall, alle anderen Elemente haben Metallcharakter
  • Bilden v.a. Ionen der Form A3+
14. Gruppe Tetrele C, Si, Ge, Sn, Pb
  • Kohlenstoff ist das einzige Nichtmetall der Gruppe, Silizium und Germanium sind Halbmetalle, alle anderen sind Metalle
  • Chemische Eigenschaften in dieser Gruppe von wenig Ähnlichkeit (wg. Veränderung des Metallcharakters)
15. Gruppe Pnictogene N, P, As, Sb, Bi
  • Elemente sind bevorzugt 3-bindig oder 5-bindig
  • N und P sind Nichtmetalle, As und Sb sind Halbmetalle, Bi ist ein Metall
16. Gruppe Chalkogene O, S, Se, Te, Po
  • O und S sind Nichtmetalle, alle anderen sind Halbmetalle
  • Bilden oft Ionen, in denen sie v.a. die Oxidationszahl -2 haben
  • Verbindungen dieser Elemente sind oft schwerlöslich
17. Gruppe Halogene F, Cl, Br, I, At
  • Bilden Anionen der Form X-
  • Sehr reaktive Elemente
18. Gruppe Edelgase He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
  • Alle Verbindungen dieser Gruppe sind gasförmig und liegen als einzelne Atome vor
  • Bilden keine Ionen, da sie eine abgeschlossene Elektronenschale haben
  • Sehr unreaktiv

Die wichtigsten Elemente in der Medizin

Viele Elemente des Periodensystems haben auch eine Bedeutung in der Medizin. Neben den Hauptbausteinen der biologischen Materie, die in der Tabelle unten zusammengefasst werden, gibt es noch Elemente, deren Bedeutung als Elektrolyte groß ist (siehe: Wasser- und Elektrolythaushalt) oder als Spurenelemente.

Element Symbol Wichtige Eigenschaften Bedeutung für die Medizin
Wasserstoff H
  • Element: H2 = ein farbloses, geruchloses Gas
  • Wichtige Ionen: H+, das sogenannte Proton
  • Atomprozent im Körper: ∼63%
  • Bestandteil von
  • Eigenschaften
    • Bindungen von Wasserstoff mit anderen Elementen sind i.d.R. leicht polarisierbar
    • Bildet sehr starke Bindungen mit C und N; die C-H- und N-H-Bindungen limitieren daher die Reaktivität des jeweiligen C- und N-Atoms.
  • Besonderes
    • Der pH-Wert ist definiert als der negative, dekadische Logarithmus der Konzentration der Protonen (H+-Ionen)
    • Protonen sind frei beweglich
      • Beispiel: In den Mitochondrien bilden sie einen Gradienten, der bei der Atmung zum Aufbau von ATP genutzt wird.
    • Meistens werden H-Kerne bei der MRT angeregt, weil sie einen so großen Anteil an der Körpermasse darstellen.
Sauerstoff O
  • Element: O2, farbloses Gas
  • Wichtige Ionen: OH- (Hydroxid), H3O+ (Hydronium), [O2- (Oxo-Ion) ist so eigentlich nicht stabil]

Kohlenstoff

C
  • Element: C, z.B. als Graphit oder als Diamant
  • Wichtige Ionen: HCO3- (Hydrogencarbonat), CO32- (Carbonat)
  • Atomprozent im Körper: ∼9%
    • Mit 23% Anteil am menschlichen Körpergewicht ist Kohlenstoff das Element mit dem höchsten Massenanteil
  • Bestandteil von
Stickstoff N
  • Element: N2 = farb- und geruchloses Gas
  • Wichtige Ionen: NO3- (Nitrat), NO+ (Nitrosyl)

Chemische Bindungen

Elemente kommen meist nicht in ihrer atomaren Form vor, sondern setzen sich zu größeren Einheiten wie bspw. den Molekülen zusammen. Das passiert über vier unterschiedliche Grundtypen von Bindungen, zwischen denen es aber fließende Übergänge gibt. Der Name eines Stoffes gibt dabei meistens schon an, um welche Art von Bindung es sich handelt.

Bindungstyp Produkte
Ionenbindung Salze
Atombindung Kovalente Bindung Moleküle
Komplexbindung Komplexe
Metallbindung Metalle
Van-der-Waals-Bindung Große räumliche Strukturen (z.B. DNA-Doppelstrang, H2O) oder räumliche Beeinflussung innerhalb von Molekülen (Sekundärstruktur von Proteinen)

Ionenbindung

Wenn sich ein elektropositives Teilchen (Teilchen mit ausgeprägtem Metallcharakter) mit einem elektronegativen Teilchen (Teilchen mit ausgeprägten Nicht-Metallcharakter) verbinden, dann geschieht dies i.d.R. über eine Ionenbindung:

  • Bindungskraft: Elektrostatische Anziehung zwischen verschieden geladenen Ionen
  • Bindungseigenschaften: Ungerichtet (also in alle Raumrichtungen gleich stark)
  • Produkt: Salze
    • Aufbau
      • Um die negative Ladung eines Anions auszugleichen, lagern sich Kationen um das Anion herum und umgekehrt → Stark geordnete Raumstruktur (Gitterstruktur)
    • Aussehen
      • Bilden aufgrund der geordneten Gitterstruktur gut Kristalle
      • Feststoffe sind hart und spröde
      • Meist farblos
    • Physikalische Eigenschaften
      • Hohe Schmelz- und Siedepunkte
      • Zerfallen in wässriger Lösung in einzelne Ionen; für Details siehe: Löslichkeitsprodukt
        • Die Löslichkeit von Salzen in Wasser ist sehr unterschiedlich: Natriumchlorid (Kochsalz) ist sehr gut löslich, Calciumcarbonat (Kalk) oder Bariumsulfat (Schwerspat) sind hingegen kaum löslich.
      • Leiten in flüssiger Form Strom (also in Lösung oder als Schmelze), leiten keinen Strom im Feststoff

Atombindung

Binden zwei Atome mit Nicht-Metallcharakter aneinander, dann geschieht dies meistens über eine Atombindung (kovalente Bindung).

  • Bindungskraft: Bildung von energetisch günstigen, gemeinsamen Molekülorbitalen zweier Atome, in denen sich die Elektronen der Bindungspartner paaren
  • Theoretische Erklärung der Molekülorbitalentstehung: Es gibt zwei Erklärungsmodelle (siehe jeweils unten)
  • Bindungseigenschaften
  • Produkt: Moleküle
    • Polarisierung von Molekülen oder Molekülteilen
      • Entsteht, wenn Teile (funktionelle Gruppen) von Molekülen verschieden große Elektronendichten aufweisen oder stark polarisierte Bindungen besitzen
      • Moleküle mit zwei unterschiedlichen Ladungsschwerpunkten (= Partialladungen) nennt man Dipol
      • Stärke der Ladungsverschiebung wird über das Dipolmoment angegeben

Partielle Ladungen sind echte, d.h. messbare Ladungen und dürfen nicht mit den fiktiven formalen Ladungen (siehe Oxidationszahlen) verwechselt werden!

Elektronenpaarabstoßungsmodell

  • Definition: Modell zur Herleitung der räumlichen Struktur eines Moleküls, d.h. seiner Molekülgeometrie, anhand der Abstoßung zwischen den Elektronenpaaren (unabhängig davon, ob es sich um freie oder bindende Elektronenpaare handelt)
  • Regel: Alle Valenzelektronenpaare eines Moleküls ordnen sich so an, dass ihr Abstand maximal wird.
    • Je kleiner das Atom, an dem die Elektronen sitzen, desto größer die sterischen und elektronischen Abstoßungskräfte
    • Je größer die Elektronendichte an einem Ort, desto größer der Platzbedarf
    • Je größer der Elektronegativitätsunterschied zweier Bindungspartner, desto kürzer die Bindungslänge

Molekülgeometrien nach Elektronenpaarabstoßungsmodell

Aus den oben formulierten Regeln lassen sich folgende wichtige Geometrien für Moleküle bestehend aus einem Zentralatom (Z), einem Bindungspartner (L) und ggf. freien Elektronenpaaren (E) ableiten

Valenzelektronenpaare Geometrie mit max. Abstand Polyeder

Bindungssituation

Beispiel

Resultierende Molekülgeometrie

1; 2 linear ZL H2 linear (180°)
ZL2 CO2
ZLE CO
3 trigonal-planar ZL3 BF3 trigonal-planar (≈120°)

ZL2E

O3

gewinkelt (≈115°)

4 tetraedrisch ZL4 CH4 tetraedrisch (≈109°)
ZL3E NH3 trigonal-pyramidal (≈107°)

ZL2E2

H2O

gewinkelt (≈104°)

5 trigonal-Bipyramidal ZL5 PF5 trigonal-bipyramidal (90° und 120°)
6 oktaedrisch ZL6 SF6 oktaedrisch (90° und 109°)

Entstehung von kovalenten Bindungen nach Valenzbindungstheorie

  • Bildung der Molekülorbitale: Durch Überlappung von Valenzatomorbitalen zweier Bindungspartner
    • σ-Bindung
      • Entstehen durch Überlappung von s-s , s-p und p-p Orbitalen , die genau aufeinander zu zeigen
      • Größte Elektronendichte ist genau zwischen den beiden Atomkernen
      • Bindung ist stark
    • π-Bindung
      • p-p Orbitale können auch 'seitwärts' überlappen
      • Größte Elektronendichte oberhalb und unterhalb der Bindungsebene zwischen den Atomkernen
      • Bindung ist schwach
  • Energieniveaus: Bei der Kombination zweier Atomorbitale zu einem Molekülorbital bleibt die Gesamtzahl der Orbitale und der Energieschwerpunkt aller Orbitale gleich (Energieerhaltungssatz)
  • Elektronenverteilung: Je ein Elektron des jeweiligen Bindungspartners besetzt das bindende Molekülorbital, dadurch entsteht die Bindung zwischen den Partnern

Würden sich zwei vollständig besetzte Atomorbitale überlappen, dann müssten in den entstehenden Molekülorbitalen alle vier Elektronen untergebracht werden. Daher wäre auch das energetisch ungünstige anti-bindende Molekülorbital besetzt. Weil dies energetisch so ungünstig ist, beteiligen sich gepaarte Valenzelektronen in der Regel nicht an Bindungen, man nennt diese auch freie Elektronenpaare!

Entstehung kovalenter Bindungen nach Molekülorbitaltheorie

Durch Mischung von Atomorbitalen der Bindungspartner entstehen Hybridorbitale, die sogenannten Molekülorbitale. Diese enthalten je ein Elektron beider Bindungspartner Die entstehenden Hybridorbitale versuchen sich räumlich weitestmöglich aus dem Weg zu gehen , daraus ergeben sich die üblichen Molekülgeometrien für Einfach- und Mehrfachbindungen:

Bindungstyp Hybridisierung Orbital wird gebildet aus Aussehen des Orbitals Molekülgeometrie Beispiel Molekül
1-fach Bindung

  • Tetraedrisch (d.h. es gibt einen Bindungswinkel von ca. 109°)
2-fach Bindung
  • 1 σ-Bindung und 1 π-Bindung; enthält 4 Elektronen

  • Trigonal-planar (d.h. es gibt einen Bindungswinkel von ca. 120°)
  • Linear, wenn ein Atom zwei Doppelbindungen ausbildet wie z.B. bei CO2
3-fach Bindung
  • 1 σ-Bindung und 2 π-Bindungen; enthält 6 Elektronen

  • Linear (d.h. es gibt einen Bindungswinkel von 180°)
  • C2H2 (Ethin)

Die Zahl der Bindungen, die ein Atom ausbildet, bezeichnet man als „Bindigkeit“ des Atoms!

Darstellung von Molekülen

Für die Darstellung von kovalenten Bindungen gibt es einen einfachen Formalismus, die sogenannten Lewis-Strukturen.

  • Entwicklung einer Lewis-Strukturformel
    1. Elementsymbole so aufschreiben, wie sie miteinander verknüpft sind
    2. Alle vorhandenen Valenzelektronen als Punkte einzeichnen
    3. Bilden zwei Elektronen eine Bindung, verbindet man die beiden mit einem durchgezogenen Strich. Sind zwei Atome durch mehr als zwei Elektronen verknüpft, zeichnet man für jedes verbindende Elektronenpaar einen separaten Strich.
    4. Zur Abschätzung der Geometrie eines Moleküls siehe Elektronenpaarabstoßungsmodell
    5. Freie Elektronenpaare mit einem durchgezogenen Strich zeichnen.
      • Sollte bei einem Molekül eine ungerade Zahl von Elektronen übrig bleiben, dann bleibt eines der Elektronen ungepaart (man schreibt das weiterhin als Punkt) und das Molekül ist dann ein Radikal.
    6. Hat ein Atom mehr oder weniger Bindungen in einem Molekül als es normalerweise bräuchte, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen, dann werden an die entsprechenden Atome positive bzw. negative Ladungen geschrieben

Ist die Bindigkeit von Atomen in einem Molekül nicht eindeutig, dann kann diese über verschiedene Lewis-Strichformeln dargestellt werden. Man nennt diesen Effekt Mesomerie oder Resonanz!

Manche Moleküle enthalten ungepaarte Elektronen (die man als einfache Punkte an das jeweilige Atom zeichnet), diese Moleküle nennt man Radikale. Wegen der ungepaarten Elektronen sind sie sehr reaktiv! Ein Beispiel aus der Medizin ist das NO-Radikal.

Beispiele von Lewis-Strukturen wichtiger Moleküle
Atom Beispiel-Molekül Lewis-Strukturformel Bindigkeit
H
  • H = 1
C
  • C = 4
  • H = 1
  • C = 4
  • O = 2
N
  • N = 3
  • H = 1
  • N2O = Distickstoffmonoxid

1.

  • N1 = 3
  • N2 = 4
  • O = 1

2.

  • N1 = 2
  • N2 = 4
  • O = 2
O
  • H2O = Wasser
  • O = 2
  • H = 1
  • H2O2 = Wasserstoffperoxid
  • O = 2
  • H = 1
S
  • S = 2
  • H = 1

Sonderfall Komplexbindung

Anders als bei einer normalen Atombindung, bei der jeder Bindungspartner ein Elektron zur Bindung beisteuert, kommen bei der Komplexbindung (auch koordinative Bindung genannt) beide Elektronen in der Bindung von nur einem Bindungspartner.

  • Definition: Kovalente Bindung, bei der ein Partner beide Bindungselektronen beisteuert und der andere die Bindungsorbitale.
  • Produkt: Komplex = Molekül, das auch koordinative Bindungen enthält
  • Aufbau: Besteht aus Zentralatom, das Elektronen aufnehmen kann und Liganden mit freien Elektronenpaaren
  • Bindungseigenschaften
    • Bildung: Elektronen des Liganden werden in Orbitale des Zentralatoms verschoben
    • Eigenschaften
      • Räumlich stark gerichtet
      • Es entstehen keine großen Raumstrukturen wie bei Salzen oder Metallen, sondern "diskrete" Moleküle, d.h. kleine Teilchen, die aus mehreren verbundenen Atomen bestehen, die sogenannten Moleküle.
      • Bindungsstärke variiert je nach Zentralatom und Liganden
      • Ladung: Gesamtladung addiert sich aus den Ladungen des Zentralatoms und der Liganden; positiv, negativ oder neutral möglich
      • Farbe
    • Nomenklatur
      1. Bei ionischen Komplexen immer erst das Kation, dann das Anion angeben
      2. Ist der gesamte Komplex
        • Anionisch, bekommt er die Endung -at
        • Kationisch, bekommt er keine Endung
        • Neutral, bekommt er keine Endung
      3. Name des Zentralteilchens wird nach hinten geschrieben
      4. Die Ladung des Zentralteilchens (Oxidationszahl) kommt als römische Zahl in runden Klammern dahinter
      5. Alle Ligandennamen in alphabetischer Reihenfolge davor nennen
      6. Die Anzahl der Liganden von der gleichen Sorte mit griechischen Präfixen (mono-, di- tri, ...) angeben
      7. Ligandennamen bekommen abhängig von der Ladung des Liganden eine Endung:
        • Anionisch: Endung -o
        • Kationisch: keine Endung
        • Neutral: keine Endung
        • Radikalisch: Endung -yl
      8. Beispiele: Hexacyanidoferrat(II) , Hexaaquaeisen(III) , Diammindichloridoplatin(II)
Koordinationszahl Koordinationspolyeder
2 Linear
3 Trigonal
4 Tetraedrisch
4 Quadratisch-planar
5 Quadratisch-pyramidal
5 Trigonal-bipyramidal
6 Oktaedrisch

Komplexverbindungen
Es befinden sich in den aktiven Zentren in einigen Enzymen Komplexe (z.B. Eisen-Schwefel-Cluster), Komplexe sind in den Stofftransport involviert (z.B. in der Häm-Gruppe) oder sie werden als Medikamente verabreicht (z.B. Cisplatin als Chemotherapeutikum).

Cisplatin
Bei diesem Diammindichloridoplatin(II)-Komplex handelt es sich um ein Zytostatikum. Die vorrangige Wirkungsweise des Komplexes beruht darauf, dass er die beiden Chlorido-Liganden abspaltet und mit den freien Bindungsstellen in der großen Furche eines DNA-Stranges bindet (bevorzugt an den N7-Atomen von Guanin und Adenin). Es entstehen Vernetzungen innerhalb eines DNA-Strangs und zwischen DNA-Strängen, wodurch die DNA ihre Funktion verliert, der Zellstoffwechsel zum Erliegen kommt und die Apoptose eingeleitet wird. Neben dem Cisplatin, das ziemlich viele Nebenwirkungen hat, gibt es weitere Zytostatika, die ähnlich aufgebaut sind und ähnlich funktionieren, deren Nebenwirkungen aber weniger stark ausgeprägt sind (z.B. Spiroplatin und Carboplatin).

Der Begriff „Komplex“ wird in der Chemie, der Biologie und der Medizin nicht immer gleich verwendet! Während in der Chemie eine Verbindung wie oben beschrieben als Komplex bezeichnet wird, werden in der Biologie und Medizin auch andere Teilchen, die über schwache Wechselwirkungen miteinander verbunden sind, als Komplex bezeichnet, z.B. mehrere Proteine, die einen "Proteinkomplex" bilden; chemisch gehört dies aber eher in den Bereich schwache Wechselwirkungen (s.u.)!

Metallbindung

Die Bindung von zwei Atomen mit Metallcharakter aneinander nennt man eine Metallbindung. Sie weist einige Besonderheiten auf:

  • Bindungskraft: Frei bewegliche Valenzelektronen bilden ein sogenanntes Elektronengas
  • Bindungseigenschaften
    • Räumlich ungerichtet
    • Es entstehen große Raumstrukturen
  • Produkt: Metalle und Legierungen

Die Valenz-Elektronen sind bei der Metallbindung delokalisiert und liegen als sog. Elektronengas vor!

Van-der-Waals-Kräfte

Oft existieren nur schwache Wechselwirkungen zwischen mehreren Partnern oder innerhalb unterschiedlicher Molekülteile. Sind die Wechselwirkungen auf Dipolkräfte zurückzuführen, dann bezeichnet man sie als „Van-der-Waals-Bindungen“.

  • Dipol: Moleküle oder Molekül-Ionen, deren positive und negative Partialladung an unterschiedlichen Stellen im Molekül lokalisiert ist
    • Eigenschaft: Dipole verhalten sich wie kleine Magneten
    • Entstehung
      • Elektronen werden zum elektronegativeren Bindungspartner hingezogen → Partiell negative Ladung
      • Elektronen werden vom weniger elektronegativen Bindungspartner weggezogen → Partiell positive Ladung
    • Dipolmoment: Maß für die Polarität eines Teilchens bzw. die Stärke der Ladungstrennung in einem Teilchen
  • Dipol-Wechselwirkungen
    • Bindungskraft: Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen partiell geladenen Teilchen
    • Bindungseigenschaften
    • Produkte
      • Aggregate (z.B. Quartärstruktur von Proteinen)
      • Raumstruktur (z.B. Sekundär- und Tertiärstruktur von Proteinen)

Wasserstoffbrückenbindungen

Eine Wasserstoffbrückenbindung resultiert aus schwachen, elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen polarisierten Molekülen. Besonders für Wasser und wässrige Lösungen haben die Wasserstoffbrücken eine besondere Bedeutung, da sie zur Ausbildung eines dreidimensionalen Netzes führen.

  • Bindungskraft: Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Molekülen mit H-Atomen, die über stark polarisierte Bindungen an sehr elektronegative Bindungspartner geknüpft sind.
  • Bindungseigenschaften
    • Partner: Partiell positiv geladenes H-Atom und partiell negativ geladenes Heteroatom (O, N, S, Halogene, ...)
    • Form
      • Bindung ist i.d.R. linear, sehr selten leicht gewinkelt
      • Unsymmetrisch; das H-Atom sitzt näher an dem Atom, an das es kovalent gebunden ist, als an dem Atom, zu dem es eine Wasserstoffbrücke ausbildet
    • Konsequenz: Starke räumliche Ordnung der Moleküle eines Stoffs durch Wasserstoffbrückenbindungen

Beispiel Wasser

Das Wassermolekül zeigt einige makroskopische Eigenschaften nur aufgrund der schwachen Wechselwirkungen auf molekularer Ebene. Hier werden die wichtigsten Aspekte des Wassers zusammengefasst:

  • Wassermoleküle (H2O)
    • Bindigkeit: Sauerstoff ist 2-bindig: H-O-H
    • Geometrie: Molekül ist gewinkelt (Bindungswinkel = 104°)
  • Dichteanomalie des Wassers: Flüssiges Wasser hat bei ca. 4°C die größte Dichte; daher schwimmt Eis oben auf dem Wasser.
  • Wasser als Lösungsmittel: Wasser löst alles, was ebenfalls aus polaren oder geladenen Teilchen besteht
  • Hydrophobe Wechselwirkungen
    • Wassermoleküle stoßen völlig unpolare Moleküle ab, diesen abweisenden Effekt nennt man Hydrophobie.
      • Um die Kontaktfläche mit den Wassermolekülen so klein wie möglich zu halten, lagern sich hydrophobe Teilchen zu Aggregaten zusammen.
  • Hydratation: Geladene Teilchen, die in Wasser gelöst sind, werden von Wassermolekülen so umgeben, dass die entgegengesetzt polarisierten Atome des Wasser-Moleküls eine Hülle um das Teilchen bilden. Es handelt sich um eine Ion/Dipol-Wechselwirkung.

Wasserstoffbrückenbindungen
Wasserstoffbrückenbindungen sind in vielen Biomolekülen vorhanden und daher sehr wichtig. Neben dem Aufbau und der Stabilisierung von Proteinen ist hier v.a. auch die Bildung des DNA-Doppelstrangs zu nennen. Da außerdem in allen Zellen ein wässriges Milieu herrscht, spielen auch die Eigenschaften von Wasser und seinen Lösungen eine Rolle.

Stoffe und Stoffgemische

Gemisch

Elemente und ihre Verbindungen kommen oft nicht in separater Form (also als Reinstoffe) vor, sondern als Mischungen mehrerer Komponenten. Darunter fallen nicht nur Stoffe, die (ungewollt) verunreinigt sind, sondern auch Gemische, die wegen ihrer besonderen Eigenschaften extra hergestellt werden (z.B. Emulsionen in Crèmes, Lösungen von Elektrolyten oder Medikamenten, Gasgemische und Aerosole zur Narkose, u.a. Lachgasgemische).

  • Heterogen: Mischung, bei der man die Komponenten mit bloßem Auge erkennen kann
    • Gemenge: Mischung von Feststoffen (z.B. Sand und Muscheln)
    • Suspension: Mischung von Flüssigkeit und Feststoff (z.B. Sand und Wasser)
    • Schaum: Mischung von Flüssigkeit und Gas (z.B. Schaum auf der Badewanne, dieser besteht aus Luft und Wasser)
    • Emulsion: Mischung von Flüssigkeiten (z.B. Wasser und Öl)
    • Aerosol
      • Rauch: Mischung aus Gas und Feststoff (z.B. der Rauch eines Feuers, er besteht aus feinen Kohlepartikeln und Luft)
      • Nebel: Mischung aus Gas und Flüssigkeit (z.B. das Wetterphänomen "Nebel", dieser Nebel besteht aus Wasser und Luft)
  • Homogen: Mischung, bei der man die einzelnen Komponenten nicht mehr mit bloßem Auge unterscheiden kann
    • Legierung: Mischung von Feststoffen (z.B. ist Bronze eine Legierung aus den Metallen Kupfer und Zink)
    • Lösung: Mischung von Flüssigkeit mit Feststoff, Flüssigkeit oder Gas (z.B. Wasser und Kochsalz)
    • Gasgemisch: Mischung von Gasen (z.B. besteht die Erdatmosphäre hauptsächlich aus einem Gemisch aus Stickstoff, Sauerstoff und Argon)

Trennung von Stoffgemischen

Zur Trennung von heterogenen und homogenen Stoffgemischen wurden verschiedene Verfahren entwickelt. Die wichtigsten sollen hier beschrieben werden:

Trennungsverfahren Beteiligte Stoffe Verfahren Anwendungsbeispiele
Destillation Lösungen
  • Eine Mischung wird so lange erhitzt, bis die Flüssigkeit mit dem niedrigsten Siedepunkt verdampft
  • Zurück bleibt ein Feststoff oder eine Flüssigkeit mit höherem Siedepunkt
  • Verdampfte Flüssigkeit kann durch Abkühlen (Kondensation) wieder zurückgewonnen werden
  • Destillation von Wasser, um entionisiertes Wasser herzustellen
  • Schnapsbrennerei
Extraktion Gemische aus festen, flüssigen oder gasförmigen Einzelstoffen
  • Als Extraktionsmittel wird eine Flüssigkeit (selten auch ein Gas oder ein Feststoff) verwendet, die die zu extrahierende Komponente aus dem Gemisch lösen kann
  • Extraktionsmittel muss dann vom gewünschten Stoff wieder abgetrennt werden, z.B. durch Destillation (s.o.)
  • Gewinnung ätherischer Öle aus Pflanzenteilen
Filtration Suspensionen und Aerosole
  • Eine Suspension oder ein Aerosol wird durch einen Filter mit geeigneter Porengröße geschickt
  • Feststoff verbleibt im Filter, die Flüssigkeit oder das Gas strömen durch
  • Wasserfiltersysteme für den Haushalt
Verschiedene Stoffgemische
  • Eine Flüssigkeit oder ein Gas fließt (= mobile Phase) durch einen unbeweglichen Feststoff (= stationäre Phase)
  • Die zu trennenden Komponenten werden dabei unterschiedlich schnell von der mobilen Phase mitgerissen und dadurch getrennt
  • Es können verschiedene Stoffeigenschaften für die Trennung ausgenutzt werden:
    • Ladung
    • Teilchengröße
    • Löslichkeit
  • In der organischen Chemie, z.B. als Dünnschichtchromatographie
Elektrophorese Geladene Teilchen aus einem Gemisch
  • Das zu trennende Gemisch wird auf ein Gel aufgetragen, das dann in ein elektrisches Feld gebracht wird. Geladene Teilchen wandern unterschiedlich schnell durch dieses Feld
    • Außer der Ladung spielen für die Geschwindigkeit auch die Größe der Teilchen eine Rolle:
  • In der Biochemie und Biologie u.a. beim Vaterschaftstest