Lehrbuch der Biochemie: Grundlagen: Chemische Bindungen

Chemische Bindungen und Wechselwirkungen bilden gleichsam das, was die biologische Welt "im Innersten zusammenhält". Dazu zählen die starken kovalenten Bindungen innerhalb von Molekülen und nichtkovalente Wechselwirkungen wie Ionenbindungen, Wasserstoffbrückenbindungen, Van-der-Waals-Kräft und hydrophobe Wechselwirkungen. Die meisten dieser Wechselwirkungen begründen sich auf der Verteilung von Elektronen um und zwischen Atomen.

Atome, Ionen, Moleküle

Atome

Die Bezeichnung Atom stammt aus dem Griechischen (átomos) bzw. aus dem Lateinischen (atomus) und bedeutet unteilbarer (Ur-)Stoff.

Atome sind die kleinsten stofflichen Einheiten der Elemente, die charakteristische, chemische Eigenschaften tragen. Sie sind immer elektrisch neutral.

Atome bestehen aus einem massehaltigen Kern, der zwischen 10^-15 m bis 10^-14 m groß ist und einer fast massenlosen Hülle die einen Durchmesser von 10^-10 m besitzt.
Im Kern befinden sich positiv geladene Protonen p⁺ und neutrale Neutronen n, die unter dem Fachbegriff Nucleus zusammengefasst werden. Nukleonen werden von der so genannten starken Kernkraft zusammengehalten, die gegen die Abstoßungskräfte der gleichen Ladung wirkt. Sind diese beiden Kräfte ausbalanciert so ist der Kern stabil. Überschreitet der Kern die Protonenanzahl von 84, so ist die starke Kernkraft zu schwach um ihn wirkungsvoll zusammen zu halten und er wird instabil. Auch die Protonen- und Neutronenanzahl ist für die Stabilität mitbestimmend. Generell kann man sagen, dass gerade Protonen- und Neutronenanzahlen stabiler sind als ungerade. Außerdem bestimmen sie maßgeblich die Art des radioaktiven Zerfalls des Nuklids. Diese Eigenschaft wird zum Beispiel bei der C14-Datierungsmethode technisch ausgenutzt.

Jedes Atom besitzt eine Kernladungs- und eine Massenzahl, die sich beide auf den Kern beziehen.
Die Kernladungszahl gibt Auskunft über die Anzahl der im Atomkern befindlichen Protonen, außerdem ist sie mit der Ordnungszahl im Periodensystem der Elemente identisch. Die Massenzahl hingegen macht Angaben über die Summe von Protonen und Neutronen. Man kennzeichnet die Elemente wie in der neben stehender Abbildung.

Es gibt verschiedene Arten von Atomen eines Elementes, da die Neutronenanzahl und damit auch die Massenzahl stark variieren kann. Eine Atomsorte mit bestimmter Protonen- und Neutronenanzahl heißt Nuklid. Verschiedene Nuklide eines Elementes werden als Isotope bezeichnet.
Viele Elemente sind Isotopengemische.

Die Atomhülle hingegen besteht aus negativ geladenen Elektronen e^-, welche auf Atombahnen bzw. -schalen um den Kern kreisen. Die Atombahnen werden in der Fachsprache auch Orbitale genannt. Die Anordnung der Elektronen, insbesondere der Außenelektronen, ist hauptverantwortlich für die chemischen Eigenschaften eines Stoffes. In jedem dieser Orbitale hat nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen Platz. Wie viele Elektronen auf das jeweilige Orbital passen, lässt sich sehr leicht mit der Formel 2n² berechnen. Die Verteilung der Elemente auf den Atombahnen sieht dann wie folgt aus

1.Bahn /K-Schale 2 Elektronen
2.Bahn /L-Schale 8 Elektronen
3.Bahn /M-Schale 18 Elektronen
4.Bahn /N-Schale 32 Elektronen
5.Bahn /O-Schale 50 Elektronen
6.Bahn /P-Schale 72 Elektronen
7.Bahn /Q-Schale 98 Elektronen

Durch Experimente wurde eine ungefähre Hüllengröße von 10^-10 m bestimmt. Das Gewicht der Atomhülle ist derart gering das man sie in der Praxis als massenlos erachten kann.

Jedes Element kann maximal 8 Außenelektronen (die Elemente aus der ersten Hauptgruppe nur 2) haben, welche bestrebt sind eine stabile Außenschale zu erhalten, d.h. eine mit 2 bzw. 8 Außenelektronen besetzte Außenschale. Die inneren Schalen werden erst nach und nach mit Elekronen aufgefüllt und enthalten in den meisten Fällen mehr als 8 Elektronen. Die Elemente der ersten drei Hauptgruppen geben deshalb Elektronen ab und werden zu positiv geladenen Kationen. Die Elemente der fünften bis siebten Hauptgruppen nehmen Elektronen auf um dieses Ziel zu erreichen. Sie werden zu negativ geladenen Anionen. Die Elemente der vierten Hauptgruppe verhalten sich je nach Reaktionspartner unterschiedlich. Sie können sowohl Elektonen abgeben, als auch aufnehmen. Die Elemente der achten Hauptgruppe (Edelgase) nehmen weder Elektronen auf, noch geben sie welche ab, da sie bereits eine stabile Außenschale besitzen.

Atome können auf verschiedene Weise dargestellt werden. Am bekanntesten sind hier das Rutherford'sche und das Bohr´sche Atommodell, sowie die Darstellung in verschiedenen Energieniveauschemen.

Ionen

Das Wort Ion hat seine Wurzeln im Griechischen. Es bedeutet soviel wie gehendes / wanderndes Teilchen.

Ionen sind immer geladen - entweder positiv oder negativ. Sie entstehen aus Atomen, die mindestens ein Elektron abgegeben bzw. aufgenommen haben.
Die positiv geladenen Ionen werden als Kationen und die negativen als Anionen bezeichnet. Besonders bestrebt Elektronen aufzunehmen sind die Elemente der VI. und VII. Hauptgruppe, wo hingegen Elemente der ersten beiden Hauptgruppen sehr schnell Elektronen abgeben. Auf Grund dieser Eigenschaften gehen Elemente dieser Gruppen gerne Verbindungen miteinander ein, in der ein Atom der 1. oder 2. Hauptgruppe (in diesem Fall Natrium) ein Elektron an eines der VII. Hauptgruppe (in diesem Fall Chlor) abgibt:

$\qquad \qquad Na\qquad \qquad \longrightarrow \qquad Na^{+}+e^{-}\qquad {\text{Elektronenabgabe}}$
$Cl\qquad +e^{-}\longrightarrow \qquad Cl^{-}\qquad \qquad {\text{Elektronenaufnahme}}$

$\qquad Na^{+}\quad +Cl^{-}\longrightarrow \quad NaCl\qquad {\text{zusammengefasste Schreibweise}}$

Bei der Umwandlung eines Atoms in ein Ion findet auch eine Volumenänderung statt. Negative Ionen werden größer als ihre Ausgangsatome und positive kleiner.

Zusammenfassend ist zu sagen, dass es wichtig ist, Ionen von ihren Atomen zu unterscheiden. Sie haben chemisch und physikalisch völlig andere Eigenschaften.

Moleküle

Der Wortstamm des Moleküls kommt aus dem Lateinischen (moles) und bedeutet Masse. Es existiert auch eine französische Wurzel (molécule) mit derselben Bedeutung.

Moleküle sind Teilchen, die aus mindestens zwei gleichen oder unterschiedlichen Atomen bestehen. Zwischen den einzelnen Atomen liegen polare und / oder unpolare Atombindungen (kovalente Bindungen) vor.

Es gibt verschiedene Modelle zum Veranschaulichen eines Moleküls

1. Summenformel-Modell

Definition: Die Summenformel gibt die Art und Anzahl der einzelnen im Molekül befindlichen Stoffe an.

z.B.: $H_{2}\qquad ,I_{2}\qquad ,CH_{4}\qquad ,C_{6}H_{12}O_{6}\qquad ,C_{2}H_{6}\qquad ,C_{2}H_{4}$

Einsatz: Dient zur Veranschaulichung von Reaktionsgleichungen und zur Erleichterung stöchiometrischer Berechnungen (Anzahl der Atome auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung gleich -> Gesetz der Erhaltung der Masse).

Beispiel:

        $\qquad \qquad 3H_{2}\qquad +\qquad N_{2}\qquad \Longleftrightarrow \qquad \qquad 2NH_{3}$ 
6 Wasserstoff und 2 Stickstoffatome	 6 Wasserstoff und 2 Stickstoffatome

Grenzen: Die Summenformel ist eine sehr starke Vereinfachung der Wirklichkeit. Sie macht keine Aussagen über die räumliche Struktur, das Vorkommen von Mehrfachbindungen, Chiralität und Größenverhältnisse der Atome.

2. Struktur- bzw. Lewisformel-Modell

Strukturformel des Benzol- bzw. Benzenrings.

Definition: Die Strukturformel gibt die Art und Anzahl der einzelnen im Molekül befindlichen Stoffe und Bindungen an.

Einsatz: Dient zur Veranschaulichung des Reaktionsschemas und zur Erleichterung von Reaktionsmechanismen.

Grenzen: Die Strukturformel ist eine starke Vereinfachung der Wirklichkeit. Sie macht keine Aussagen über die räumliche Struktur und Größenverhältnisse der Atome.

3. Kugel-Stab-Model

Definition: Das Kugel-Stab-Modell gibt die Art und Anzahl der einzelnen im Molekül befindlichen Stoffe und Bindungen, sowie die vereinfachte räumliche Struktur mit Bindungsabstand und -winkel an.

Einsatz: Dient zur Darstellung der räumlichen Anordnung der Atome und Moleküle in Festkörpern.

Grenzen: Das Kugel-Stab-Modell ist eine Vereinfachung der Wirklichkeit. Es macht keine Aussagen über die Größenverhältnisse der Atome und den Raumbedarf.

4.Kalottenmodel

Definition: Das Kalottenmodell gibt die Art und Anzahl der einzelnen im Molekül befindlichen Stoffe, sowie die raumerfüllende Struktur unter Berücksichtigung der Elektronendichte der Bindung an.

Einsatz: Dient zur Darstellung des Raumbedarfs des Moleküls und der Größenverhältnisse.

Grenzen: Das Kalottenmodell ist eine Vereinfachung der Wirklichkeit. Es macht keine Aussagen über das Vorhandensein von Mehrfachbindungen.

Bindungstypen

Kovalente Bindungen: Ionenbindungen

Neben den ebenfalls kovalenten Atom- und metallischen Bindungen, handelt es sich bei Ionenbindungen (auch Salzbindungen o. ä. genannt) um Wechselwirkungen zwischen geladenen Atomen, Molekülen bzw. Molekülteilen, also Ionen (in der Regel zwischen Metall- und nicht-Metall-Ionen). Diese Wechselwirkungen beruhen auf den sogenannten Coulomb-Wechselwirkungen oder, einfach gesagt, darauf dass sich verschieden geladene Körper anziehen.

Als Beispiel seien hier die vielfältigen Salzkristalle genannt. NaCl, Kochsalz, besteht im Kristall aus Na⁺ und Cl^--Ionen. Im Gegensatz zu z. B. Metallen wird die Stabilität dieser Kristalle nur über Ionenbindungen vermittelt.

In Lösung liegen Ionen eigentlich solvatisiert vor. Trotzdem halten sich gegensätzlich geladene Teilchen bevorzugt in der räumlichen Nähe zueinander auf. Damit ist aber zu bedenken, dass es sich dabei im Allgemeinen – wie fast immer in der Biochemie – um Gleichgewichte handelt: Nie bleibt eine positiv geladene Gruppe statisch in der Nähe einer negativ geladenen Molekülgruppe. Aber die Wahrscheinlichkeit ist relativ hoch, dass sich im zeitlichen Mittel diese Gruppen oft treffen.

In Proteinen, Nukleinsäuren und vielen anderen Verbindungen in der Biochemie spielen diese Wechselwirkungen eine Rolle, so ist zum Beispiel das Ribosephosphatrückgrat der DNA negativ geladen, was für die Bindung vieler Proteine an die DNA wichtig ist. Diese Proteine tragen im Bereich der Bindungsstellen viele positiv geladene Seitenketten.

Nicht-kovalente Bindung: Wasserstoffbrückenbindungen

Diese sogenannten H - Brücken treten nur in Verbindung zwischen einem Wasserstoff und einem anderen Molekül auf. Außerdem muss die EN - Differenz zum Bindungspartner größer als 0,9 sein.

Nicht-kovalente Bindungen: Van-der-Waals-Wechselwirkungen

Van-der-Waals-Kräfte sind relativ schwache Anziehungskräfte zwischen Molekülen und Edelgasatomen (also noch schwächer als Wasserstoffbrückenbindungen).

Sie wurden nach ihrem Entdecker, dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals benannt.

Es gibt verschiedene Abstufungen dieser Kräfte. Am stärksten wirken sie zwischen Dipol-Molekülen. Die permanenten Dipol-Moleküle richten sich ohne äußeren Einfluss an ihren Partialladungen aus und vermindern dadurch ihre Energie. Dieses Verhalten sieht man z.B. bei Chlorwasserstoff.
Etwas schwächer sind die Van-der-Waals-Kräfte zwischen einem Dipol- und einem unpolaren Molekül ausgeprägt. Hier verschiebt das permanente Dipol-Molekül die Elektronenanordnung des unpolaren und macht es dadurch auch zu einen Dipol (induziert).
Am schwächsten sind sie zwischen unpolaren Molekülen und Edelgasatomen.
Durch die Van-der-Waals-Kräfte lässt sich die Verflüssigung von Wasserstoff und Helium bei tiefen Temperaturen erklären, sowie dass die homologen Reihen, z.B. die der Alkane, mit wachsender Kettenlänge immer mehr Eigenschaften eines Feststoffes annehmen.

Nicht-kovalente Bindungen: Hydrophobe Wechselwirkungen

Das Wassermolekül ist polar, es enthält Partialladungen.

Die hydrophoben Wechselwirkungen beruhen auf der schlechten Solvatisierung von hydrophoben Molekülen. Wasser ist ein sogenanntes polares Lösungsmittel. Die Elektronen auf der Oberfläche des Wassermoleküls sind so verteilt, dass der Sauerstoff teilweise negativ geladen ist (eine Partialladung, bezeichnet mit δ^-), und die Wasserstoffatome partiell positiv geladen sind (δ⁺). Hydrophobe Moleküle besitzen diese Eigenschaft nicht, sie sind unpolar. Unpolare Moleküle werden in Wasser von einer großen Solvathülle umschlossen. Wenn vorhanden, ist es für solch ein Molekül günstiger, mit möglichst polaren Teilen im Kontakt mit dem umgebenden Wasser zu stehen. Auch ist es günstiger, sich mit anderen hydrophoben Molekülen zusammenzulagern, das verringert ebenfalls die Gesamtkontaktfläche zum Wasser.

Das nebenstehende Bild (fehlt noch) zeigt dies anschaulich. Die thermodynamische Triebkraft hinter diesem Vorgang ist die Entropieerhöhung: Wenn hydrophobe Bereiche mit dem Lösungsmittel interagieren, müssen sich viele Wassermoleküle anlagern, um es zu solvatisieren. Liegen dagegen hydrophile Teile eines Moleküls am Lösungsmittel an, steigt die Entropie, da die Solvathülle kleiner wird und sich mehr Wassermoleküle frei in der Lösung bewegen können.

Dieser Effekt führt unter anderem zur Bildung von biologischen Membranen und ist wichtig für die Faltung vieler Proteine und wird deshalb in späteren Kapiteln erneut auftauchen. Es ist zu beachten, dass es sich hierbei wirklich nur um einen Entropieeffekt handelt, nicht um eine Wechselwirkung. Ursache für die Entropieerhöhung sind polare Wechselwirkungen.

Weitere nicht-kovalente Bindungen sind elektrostatische Wechselwirkungen ( zwischen positiv und negativ geladenen Atomen, zum Beispiel zwischen Aspartat/Glutamat mit Lysin/Arginin in einem Protein).