Kapitel 1

Chemie: Was Sie darüber wissen sollten

IN DIESEM KAPITEL

• Warum die Chemie so wichtig ist
• Die chemischen Grundlagen
• Vom Atom bis zu Redoxpotenzialen

In diesem Kapitel erläutern wir alles, was an Chemie für die biochemischen Vorgänge wichtig ist, mit denen wir uns im Rest dieses Buches noch oft befassen werden.

Warum interessieren Sie sich für Biochemie?

Die Antwort auf diese Frage könnte lauten: »Wieso denn nicht?« oder »Na ja, weil es im Studium verlangt wird!« Die erste Antwort ist gar nicht so schlecht, zeigt sie doch ein gewisses Interesse an diesem spannenden Thema. Vielleicht sitzen Sie gelegentlich abends auf dem Sofa und denken über die Komplexität des Lebens nach. Allein die Tatsache, dass Sie auf dem Sofa sitzen können, erfordert eine Unmenge chemischer Reaktionen, die permanent im Körper ablaufen und perfekt zusammenwirken müssen. Als ich mich zum ersten Mal mit den minimalen strukturellen Unterschieden zwischen Stärke und Zellulose befasst habe, war ich völlig verblüfft: Nur ein winziger Unterschied in der chemischen Bindung zweier Substanzen ist dafür verantwortlich, dass eine Kartoffel essbar und nicht hart und trocken wie Holz ist! So entstand letztlich auch dieses Buch.

Egal, um welche Prozesse des Lebens es sich auch immer handelt - Biochemiker interessiert vor allem, wie Leben funktioniert. Werfen wir daher als Erstes einen Blick auf das, was allen Vorgängen im Körper zugrunde liegt: die chemischen Abläufe.

Stecken Sie gerade mitten in einem (Bio-)Chemiestudium oder hatten Sie Chemie als Leistungsfach in der Schule, können Sie die ersten drei Kapitel überspringen (vielleicht möchten Sie sich aber einige Details noch einmal vergegenwärtigen?). Ansonsten bieten wir Ihnen jetzt in allerknappster Form einen kleinen »Grundkurs Chemie«.

Chemie und das ganze Drumherum

Die Chemie ist, kurz gesagt, die Wissenschaft, die sich mit den Eigenschaften von Stoffen und deren Umwandlung beschäftigt. Sie beruht auf Erkenntnissen der Physik und bildet die Grundlage für einen guten Teil der Biologie. Aha! Da haben wir es schon. Wie wir bereits gesehen haben, geht es in der Biochemie um die Umwandlung von Stoffen im Körper. Um diese Umwandlungen besser zu verstehen, sind also Kenntnisse in der Chemie unerlässlich. Fangen wir daher ganz von vorn an, beim (fast) Allerkleinsten, nämlich den Atomen und Molekülen.

Elemente, Atome, Moleküle und Verbindungen

In der Chemie, also auch in der Biochemie, haben wir es mit Elementen, Atomen, Molekülen und Verbindungen zu tun.

Elemente sind die Grundstoffe, auf denen alles beruht, wie zum Beispiel Wasserstoff, Kohlenstoff, Sauerstoff. Die Elemente werden im sogenannten Periodensystem nach ihren jeweiligen atomaren Eigenschaften aufgelistet und sortiert (siehe Abbildung 1.1). Elemente bestehen also aus Atomen.

Die Elemente werden im Periodensystem nach ihrer Masse angeordnet. Die Einheit hierfür ist das u, die atomare Masseneinheit. Ein u entspricht definitionsgemäß 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms. Wasserstoff hat also die Atommasse 1, Sauerstoff 16, Phosphor 30 (nicht ganz genau, weil es von vielen Elementen Isotope gibt, das heißt mehrere »Ausgaben« des Elements, jedoch mit unterschiedlicher Masse).

Der historischen Bezeichnung nach sind Atome »Elementarteilchen, die sich nicht mehr weiter teilen lassen«, (von griech. »átomos«, das Unteilbare; dass das Atom sehr wohl teilbar ist, hat man erst sehr viel später entdeckt). Alle Eigenschaften eines Elements werden durch die Eigenschaften der Atome bestimmt, also deren innerem Aufbau und räumlicher Anordnung.

Abbildung 1.1: Periodensystem der Elemente © malachy120 - stock.adobe.com

Vereinfacht ausgedrückt bestehen Atome aus positiv geladenen Protonen und neutralen Neutronen. Beide bilden den Atomkern. Um diesen Kern kreisen negativ geladene Elektronen. Sie dürfen jedoch nicht nach Belieben kreisen, sondern müssen sich an bestimmte Aufenthaltsorte in bestimmten Abständen zu den Protonen und Neutronen halten - sie befinden sich in sogenannten Orbitalen, die jeweils nur eine bestimmte Zahl an Elektronen aufnehmen können. Die Orbitale werden der Reihe nach als s, p, d, f .-Orbital bezeichnet. Die Elektronen auf den äußeren Orbitalen sind für chemische Reaktionen (und für bestimmte andere Erscheinungen) wesentlich, man nennt sie auch Valenzelektronen. Den Atomaufbau zeigt Abbildung 1.2.

Abbildung 1.2: Atomaufbau sowie Form der s- und p-Orbitale © Eakglory - stock.adobe.com

Moleküle setzen sich aus gleichen oder verschiedenen Atomen zusammen. Es gibt Moleküle, die nur aus Atomen des gleichen Elements bestehen, beispielsweise Wasserstoff oder Sauerstoff (H2 oder O2), oder solche aus mehreren Elementen, beispielsweise Phosphorsäure H3PO4.

Die tiefgestellten Ziffern neben dem Elementsymbol sagen etwas über die Anzahl der jeweiligen Elemente in der Verbindung aus. Im Fall der Phosphorsäure bedeutet dies: 3 Atome Wasserstoff verbinden sich mit einem Atom Phosphor und 4 Atomen Sauerstoff.

Verbindungen bestehen aus einer Vielzahl von verschiedenen Atomen und/oder Molekülen der unterschiedlichsten Art. Ein Beispiel ist Essigsäure CH3COOH, die aus Kohlenstoff, Sauerstoff und Wasserstoff besteht. Alle Atome sind durch eine chemische Bindung miteinander verknüpft.

Warum jedoch gehen Atome überhaupt Verbindungen ein? Hier kommen Energie und Stabilität ins Spiel. Betrachten wir das Periodensystem der Elemente, so werden wir feststellen, dass die stabilsten Atome die Edelgase Helium, Neon, Argon, Xenon und Krypton sind (Radon und Organesson lassen wir aus dem Spiel, die sind radioaktiv und zerfallen daher rasch zu anderen Elementen). Das ist unter anderem daran zu erkennen, dass sie nur sehr schwer, wenn überhaupt, mit anderen Elementen reagieren, also Verbindungen eingehen. Edelgase haben vollständig mit Elektronen aufgefüllte äußere Schalen, daher die Stabilität. Den anderen Elementen fehlen entweder Elektronen oder sie haben eines oder mehrere zu viel in der äußeren Schale. Sie sind daher aus Stabilitätsgründen bestrebt, diese Schale zu vervollständigen. Und dies können sie auf verschiedene Art und Weise erreichen.

Die Bindungsarten

Atome können auf vier verschiedene Arten miteinander verbunden sein, die wir in den folgenden Abschnitten erklären.

Ionenbindung

Fangen wir mit der Ionenbindung an (siehe Abbildung 1.3).

Abbildung 1.3: Ionische Bindung zwischen Natrium und Chlor zu Natriumchlorid (Kochsalz) © Reuel Sa - stock.adobe.com

Grundsätzlich gilt: Ein Atom besitzt die gleiche Anzahl an positiv geladenen Protonen wie negativ geladenen Elektronen (die Neutronen spielen hier, da neutral, keine Rolle). Es ist daher nach außen neutral. Will ein Atom die Konfiguration eines Edelgases erreichen und gibt es dazu ein oder mehrere Elektronen ab oder nimmt eines oder mehrere auf, so ändert sich dadurch seine Ladung. Es wird positiv (bei Abgabe eines oder mehrerer Elektronen) oder negativ (bei Aufnahme eines oder mehrerer Elektronen). Nun weiß jeder, dass sich entgegengesetzte elektrische Ladungen anziehen, und zwar sehr stark. Daraus resultiert eine im Allgemeinen sehr starke Bindung zwischen Atomen.

Kovalente Bindung

Nun gibt es jedoch auch Atome, die sich nicht von ihrem Eigentum, den Elektronen, trennen wollen. Sie teilen sie lieber nur mit den anderen. So ist es beispielsweise bei allen gasförmigen Elementen (außer den oben erwähnten Edelgasen), die sich stets zu Molekülen zusammenschließen. Dabei teilt jedes einzelne Atom so viele Elektronen mit dem anderen, dass beide im Endeffekt ein »gefülltes Orbital«, eine Edelgaskonfiguration, aufweisen.

So hat ein Chloratom sieben Außenelektronen und teilt sich mit einem »Kollegen« ein Elektron, sodass beide im Mittel acht Elektronen besitzen und das Orbital damit gefüllt ist. Ein Sauerstoffatom hat sechs Außenelektronen und teilt sich mit einem anderen zwei Elektronen. Eine praktische Lösung, nicht wahr? Das Ganze funktioniert übrigens auch sehr gut mit zwei verschiedenen Atomen, wie zum Beispiel mit Wasserstoff und Chlor, die sich zu Chlorwasserstoff verbinden, gemeinhin Salzsäure (siehe Abbildung 1.4).

Abbildung 1.4: Kovalente Bindung: Teilung von Elektronen zwischen zwei Atomen © natros - stock.adobe.com

Wie aus der Abbildung zu ersehen, spricht man von bindenden und nicht bindenden (einsamen) Elektronenpaaren.

Metallische Bindung

Diese Art der Bindung sei hier nur kurz...