Chemische Bindungen

Lebewesen bestehen aus Atomen, aber in den meisten Fällen schweben diese Atome nicht einfach einzeln herum. Stattdessen interagieren sie normalerweise mit anderen Atomen (oder Atomgruppen).

Atom können zum Beispiel durch starke Bindungen verbunden und in Molekülen oder Kristallen organisiert sein. Oder sie bilden vielleicht vorübergehende, schwache Bindungen mit anderen Atomen, mit denen sie zusammenstoßen oder sich leicht berühren. Sowohl die starken Bindungen, die Moleküle zusammenhalten, als auch die schwächeren Bindungen, die vorübergehende Verbindungen schaffen, sind unentbehrlich für die Chemie unserer Körper und für die Existenz von Leben selbst.

Warum bilden sich chemische Verbindungen? Eine einfache Antwort ist, dass Atome versuchen, den stabilsten (energieärmsten) Zustand, der möglich ist, zu erreichen. Viele Atome sind stabil, wenn ihre Valenzschale vollständig mit Elektronen besetzt ist oder wenn die Oktettregel (durch das Vorhandensein von acht Valenzelektronen) erfüllt wird. Wenn Atome nicht diese Anordnung besitzen, werden sie sie durch Aufnehmen, Abgeben oder Teilen von Elektronen über Bindungen erreichen “wollen”.

Einige Atome werden stabiler, wenn sie ein komplettes Elektron (oder mehrere Elektronen) aufnehmen oder abgeben. Wenn sie dieses machen, bilden die Atome Ionen, d. h. geladene Teilchen. Durch die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen kann ein Atom eine vollständig gefüllte äußerste Elektronenschale ereichen, was es energetisch stabiler macht.

Ionen kommen in zwei Arten vor. Kationen sind positive Ionen, die durch die Abgabe von Elektronen entstehen. Verliert zum Beispiel Natrium ein Elektron, wird es zum Natrium-Ion, ${\text{Na}}^{+}$‍. Negative Ionen entstehen durch Aufnahme von Elektronen und werden Anionen genannt. Anionen werden mit der Endung “-id” bezeichnet: Das Anion von Chlor (${\text{Cl}}^{-}$‍) heißt beispielsweise Chlorid.

Der Vorgang, wenn ein Atom ein Elektron abgibt und ein anderes Atom dieses Elektron aufnimmt, wird Elektronentransfer genannt. Natrium- und Chlor-Atome bieten ein gutes Beispiel für den Elektronentransfer.

Natrium (Na) besitzt nur ein Elektron in seiner äußeren Elektronenschale, daher ist es für Natrium leichter (energetisch günstiger), dieses eine Elektron abzugeben als sieben andere Elektronen zu finden, um die äußere Schale zu füllen. Aus diesem Grund neigt Natrium dazu, sein eines Elektron unter Bildung von Na${}^{+}$‍ abzugeben.

Chlor (Cl) besitzt andererseits sieben Elektronen in seinen äußeren Schale. In diesem Fall ist es für Chlor leichter, ein Elektron aufzunehmen als sieben abzugeben. Daher neigt es dazu, ein Elektron unter Bildung von Cl${}^{-}$‍ aufzunehmen.

Wenn Natrium und Chlor vermischt werden, gibt Natrium sein einzelnes Elektron ab, um seine Schale zu leeren, und Chlor nimmt dieses Elektron auf, um seine Schale zu füllen. Beide Ionen erfüllen jetzt die Oktettregel und besitzen vollständig gefüllte äußerste Schalen. Da die Anzahl an Elektronen nicht mehr der Anzahl an Protonen entspricht, ist jedes Atom jetzt ein Ion und besitzt eine +1 (Na${}^{+}$‍) oder –1 (Cl${}^{-}$‍) Ladung.

Grundsätzlich muss die Abgabe eines Elektrons durch ein Atom und die Aufnahme eines Elektrons durch ein anderes Atom gleichzeitig erfolgen: Damit ein Natriumatom ein Elektron verliert, muss es einen passenden Empfänger wie ein Chloratom haben.

Ionenbindungen werden zwischen Ionen mit entgegengesetzten Ladungen gebildet. Ein positiv geladenes Natrium-Ion und ein negativ geladenes Chlorid-Ion ziehen sich beispielsweise gegenseitig an, um Natriumchlorid (Kochsalz) zu bilden. Kochsalz besteht, wie viele ionische Verbindungen, nicht nur aus einem Natrium- und einem Chlorid-Ion; stattdessen enthält es viele Ionen, die in einem sich wiederholenden, vorhersehbaren 3D-Muster, einem Kristall, angeordnet sind.${}^1$‍

Bestimmte Ionen werden in der Physiologie als Elektrolyte bezeichnet (einschließlich Natrium, Kalium und Kalzium). Diese Ionen sind notwendig für die Weiterleitung von Nervenimpulsen, für Muskelkontraktionen und für den Wasserhaushalt. Viele Sportgetränke und Nahrungsergänzungsmittel enthalten diese Ionen, um die vom Körper durch Schwitzen während des Trainings verlorenen zu ersetzen.

Eine weitere Möglichkeit für Atome, stabiler zu werden, ist das Teilen von Elektronen (anstatt sie komplett aufzunehmen oder abzugeben), wodurch kovalente Bindungen entstehen. Kovalente Bindungen sind bei Molekülen von Lebewesen häufiger als Ionenbindungen.

Kovalente Bindungen sind zum Beispiel Grundlage der Struktur kohlenstoffhaltiger organischer Moleküle wie unserer DNA und Proteine. Kovalente Bindungen finden sich auch in kleineren, anorganischen Molekülen, wie z. B. ${\text{H}}_2\text{O}$‍, ${\text{CO}}_2$‍ und ${\text{O}}_2$‍. Zwischen Atomen können ein, zwei oder drei Elektronenpaare geteilt werden, wodurch Einfach-, Doppel- beziehungsweise Dreifachbindungen entstehen. Je mehr Elektronen zwischen zwei Atomen geteilt werden, desto stärker ist die Bindung.

Als ein Beispiel für eine kovalente Bindung schauen wir uns Wasser genauer an. Ein einzelnes Wassermolekül, ${\text{H}}_2\text{O}$‍, besteht aus zwei Wasserstoffatomen, die an ein Sauerstoffatom gebunden sind. Jeder Wasserstoff teilt ein Elektron mit dem Sauerstoff und der Sauerstoff teilt eins seiner Elektronen mit jedem Wasserstoff:

Die gemeinsamen Elektronen teilen ihre Zeit zwischen den Valenzschalen des Wasserstoff- und des Sauerstoffatoms und geben so jedem Atom etwas wie eine vollständig besetzte Valenzschale (zwei Elektronen für H, acht für O). Dies macht das Wassermolekül wesentlich stabiler als seine Komponenten als einzelne Atome wären.

Es gibt zwei Grundarten von kovalenten Bindungen: polare und unpolare. In einer polaren kovalenten Bindung sind die Elektronen ungleich zwischen den Atomen aufgeteilt und verbringen mehr Zeit in der Nähe des einen Atoms als in der Nähe des anderen. Aufgrund dieser ungleichen Verteilung der Elektronen zwischen den Atomen unterschiedlicher Elemente entstehen leicht positive (δ+) und leicht negative (δ–), so genannte Partialladungen in verschiedenen Teilen des Moleküls.

In Wassermolekülen (siehe oben) handelt es sich bei der Bindung zwischen Sauerstoff zu jedem Wasserstoff um eine polare Bindung. Sauerstoff ist viel elektronegativer als Wasserstoff, was bedeutet, dass es die gemeinsamen Elektronen stärker anzieht. Daher trägt der Sauerstoff im Wasser eine negative Partialladung (hat eine hohe Elektronendichte), während die Wasserstoffe positive Partialladungen tragen (eine geringe Elektronendichte haben).

Im Allgemeinen bestimmen die relativen Elektronegativitäten der beiden Atome in einer Bindung - das heißt ihre Neigung, sich gemeinsame Elektronen "unter den Nagel zu reißen" -, ob eine kovalente Bindung polar oder unpolar ist. Immer wenn ein Element signifikant elektronegativer als das andere ist, wird die Bindung zwischen ihnen polar sein, was bedeutet, dass ein Ende eine leicht positive Ladung und das andere Ende eine leicht negative Ladung haben wird.

Unpolare kovalente Bindungen bilden sich zwei Atomen des gleichen Elementes oder zwischen Atomen unterschiedlicher Elemente, die Elektronen mehr oder weniger gleich teilen. Molekularer Sauerstoff (${\text{O}}_2$‍) ist zum Beispiel unpolar, da seine Elektronen gleich zwischen den beiden Sauerstoffatomen geteilt werden.

Ein weiteres Beispiel für eine unpolare kovalente Bindung findet sich in Methan (${\text{CH}}_4$‍). Kohlenstoff besitzt vier Elektronen in seiner äußersten Schale und braucht vier weitere, um ein stabiles Oktett zu erreichen. Diese bekommt er durch Teilen von Elektronen mit vier Wasserstoffatomen, von deinen jedes jeweils ein Elektron zur Verfügung stellt. Umgekehrt brauchen die Wasserstoffatome jeweils ein weiteres Elektron, um ihre äußerste Schale vollständig zu besetzen. Diese erhalten sie in Form von geteilten Elektronen des Kohlenstoffs. Obwohl Kohlenstoff und Wasserstoff nicht exakt die gleiche Elektronegativität besitzen, ist diese ziemlich ähnlich, sodass Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungen als unpolar gelten.

Kovalente Bindungen und Ionenbindungen gelten in der Regel als starke Bindungen. Es können sich aber auch andere, eher vorübergehende Bindungen zwischen Atomen oder Molekülen bilden. Zwei Arten dieser schwachen Bindungen, die häufig in der Biologie vorkommen, sind Wasserstoffbrückenbindungen und London-Kräfte.

Ohne zu dramatisch zu werden, aber ohne diese beiden Bindungstypen würde das Leben, so wie wir es kennen, nicht existieren! Wasserstoffbrückenbindungen sind zum Beispiel für viele der lebenserhaltenden Eigenschaften von Wasser verantwortlich und stabilisieren die Struktur von Proteinen und der DNA, beides wichtige Bestandteile von Zellen.

In einer polaren, kovalenten Bindung, die Wasserstoff enthält (z. B. eine O-H-Bindung in einem Wassermolekül), besitzt der Wasserstoff eine positive Partialladung, da die gebundenen Elektronen stärker vom anderen Element angezogen werden. Aufgrund dieser positven Partialladung wird der Wasserstoff von jeder anderen benachbarten negativen Ladung angezogen. Diese Wechselwirkung wird Wasserstoffbrückenbindung genannt.

Wasserstoffbrückenbindungen sind häufig und vor allem Wassermoleküle bilden viele davon. Einzelne Wasserstoffbrückenbindungen sind schwach und brechen leicht auf, aber viele Wasserstoffbrückenbindungen gemeinsam können sehr stark sein.

Wie Wasserstoffbrückenbindungen sind London-Kräfte schwache Anziehungen zwischen Molekülen. Anders als Wasserstoffbrückenbindungen können sie jedoch zwischen Atomen oder Molekülen jeder Art auftreten und sie sind abhängig von vorübergehenden Ungleichgewichten der Elektronenverteilung.

Wie funktioniert das? Da Elektronen ständig in Bewegung sind, gibt es einige Momente, an denen die Elektronen eines Atoms oder eines Moleküls an einer Stelle angehäuft sind, wodurch eine negative Partialladung in einem Teil des Moleküls (und eine positive Partialladung in einem anderen Teil) entsteht. Wenn ein Molekül mit dieser Art von Ladungsungleichwicht sehr nah an ein anderes Molekül kommt, kann es eine ähnliche Ladungsumverteilung in dem zweiten Molekül verursachen. Die vorübergehenden positiven und negativen Ladungen der beiden Moleküle werden sich gegenseitig anziehen.${}^2$‍

Wasserstoffbrückenbindungen und London-Kräfte sind beides Beispiele für Van-der-Waals-Kräfte, ein allgemeiner Begriff für zwischenmolekulare Wechselwirkungen, die keine kovalenten Bindungen oder Ione einschließen.${}^3$‍ Eine Lehrbücher verwenden den Begriff "Van- der-Waals-Kräfte" nur für London-Kräfte. Vergewissere dich daher, welche Definition dein Lehrbuch oder dein Lehrer verwendet.

Sowohl starke als auch schwache Bindungen spielen eine wichtige Rolle in der Chemie unserer Zellen und Organe. Starke kovalente Bindungen halten zum Beispiel die chemischen Bausteine zusammen, aus denen der DNA-Strang besteht. Schwächere Wasserstoffbrückenbindungen halten jedoch die zwei DNA-Stränge der Doppelhelix zusammen. Diese schwachen Bindungen stabilisieren die DNA, aber erlauben auch eine Aufspaltung für das Kopieren und die Verwendung durch die Zelle.

Im Allgemeinen bilden sich und brechen ständig Bindungen zwischen Ionen, Wassermolekülen und polaren Molekülen in der wässrigen Umgebung einer Zelle auf. In diesem Umfeld können und werden Moleküle unterschiedlicher Arten mit anderen über schwache, ladungsbasierte Anziehungen interagieren. Ein Na${}^{+}$‍-Ion kann zum Beispiel in einem Moment mit einem Wassermolekül und im nächsten Moment mit dem negativ geladenen Teil eines Proteins interagieren.

Es ist wirklich erstaunlich, wenn man bedenkt, dass Milliarden dieser chemischen Bindungen und Wechselwirkungen—starke und schwache, stabile und vorübergehende—gerade in unserem Körper ablaufen, uns zusammenhalten und am Leben erhalten!