Grundlagen der Biologie PDF

Grundlagen der Biologie Vorbereitungsliteratur für das Aufnahmeverfahren Impressum Titel: Grundlagen der Biologie Vorbereitungsliteratur für das Aufnahmeverfahren Autoren: Ao. Univ.-Prof. Mag. Dr. Helmut Spreitzer Ass.-Prof. Dr. Barbara Hamilton Univ.-Prof. Mag. Mag. Dr. Sylvia Kirchen...

Grundlagen der Biologie Vorbereitungsliteratur für das Aufnahmeverfahren Impressum Titel: Grundlagen der Biologie Vorbereitungsliteratur für das Aufnahmeverfahren Autoren: Ao. Univ.-Prof. Mag. Dr. Helmut Spreitzer Ass.-Prof. Dr. Barbara Hamilton Univ.-Prof. Mag. Mag. Dr. Sylvia Kirchengast Sarah Kainz, BSc Herausgeber: Universität Wien Universitätsring 1 1010 Wien Stand: März 2020 Erstellt im Zuge des Open Education Austria Projekts. Mit der freundlichen Unterstützung des Center for Teaching and Learning der Universität Wien. Lizenziert unter der CC-BY-SA 3.0 AT Lizenz Dieses Werk ist unter einer Creative Commons Lizenz vom Typ Namensnennung - Weitergabe unter gleichen Bedin- gungen 4.0 International zugänglich. Um eine Kopie dieser Lizenz einzusehen, konsultieren Sie http://creativecom- mons.org/licenses/by-sa/4.0/ oder wenden Sie sich brieflich an Creative Commons, Postfach 1866, Mountain View, California, 94042, USA. Inhaltsverzeichnis 1. Begriffe und Größen 10 1.1. Gesetze, Regeln, Modelle und Theorien 10 1.1.1. Gesetze und Regeln 10 1.1.2. Modelle 11 1.1.3. Hypothesen und Theorien 11 1.2. Stöchiometrie 11 1.3. Kernchemie und Entstehung der Elemente 12 1.3.1. Bausteine 12 1.4. Atombau 12 1.5. Das Periodensystem der Elemente (PSE) 13 1.5.1. Periodische Eigenschaften der s- und p-Blockelemente 14 1.5.2. Ionisierungsenergie 14 1.5.3. Elektronegativität 15 1.5.4. Metall- und Nichtmetallcharakter 15 1.6. Chemische Bindungen 15 1.6.1. Die Atombindung / Kovalente Bindung 16 1.6.2. Die Ionenbindung 19 1.6.3. Metallbindung 20 1.6.4. Schwache Wechselwirkungen 20 1.7. Protonen und Elektronenübertragungsreaktionen 21 1.7.1. Säuren und Basen 21 1.7.2. Redoxreaktionen 22 1.8. Funktionelle Gruppen und Trivialnamen 23 1.8.1. Nomenklatur aliphatischer und aromatischer Kohlenwasserstoffe 23 1.8.2. Funktionelle Gruppen 25 1.9. Biomoleküle - Kohlenhydrate 26 1.9.1. Monosaccharide 27 1.9.2. Dissaccharide 29 1.9.3. Polysaccharide 29 1.10. Biomoleküle - Lipide 30 1.10.1. Fette 30 1.10.2. Membranbildende Lipide: Phospholipide und Steroide 31 1.11. Biomoleküle - Proteine 32 1.11.1. Aufbau einer Aminosäure 33 1.11.2. Peptidbindung 33 1.11.3. Eigenschaften Aminosäuren 33 1.11.4. Räumliche Struktur der Proteine 34 1.12. Biomoleküle - Nukleinsäuren 35 1.12.1. Die Bestandteile der Nucleotid-Monomere 35 1.12.2. Die Struktur der Polynucleotide DNA und RNA 36 2. Die Struktur der Zelle 38 2.1. Prokaryotische und Eukaryotische Zellen 39 2.1.1. Die drei Hauptreiche (Domänen) der Lebewesen. 39 2.1.2. Prokaryotische Zellen 39  2.1.3. Eukaryotische Zellen 40 2.2. Kompartimente eykarotischer Zellen 41 2.2.1. Der Zellkern 41 2.2.2. Das Endomembransystem 42 2.2.3. Ribosomen 44 2.2.4. Mitochondrien und Chloroplasten 44 2.2.5. Peroxisomen 46 2.2.6. Das Cytoskelett 46 2.3. Zell-Zell-Kommunikation 48 3. Evolution 51 3.1. Wegbereiter der Evolutionstheorie 51 3.1.1. Felsen und Fossilien 51 3.1.2. Lamarck 52 3.2. Über die Entstehung der Arten 52 3.2.1. Charles Darwin 52 3.2.2. Reise auf der HMS Beagle 52 3.2.3. On the Origin of Species 53 3.2.4. Darwins Idee der natürlichen Selektion 53 3.2.5. Näheres zur natürlichen Selektion 54 3.3. Wissenschaftliche Argumente für die Evolutionstheorie 54 3.3.1. Raubdruck bei Guppys 54 3.3.2. Fossilbelege 55 3.3.3. Homologien 56 3.4. Stammbäume 57 3.4.1. Konvergente Evolution 58 4. Phylogenie 61 4.1. Phylogenie und die Beziehung zu Verwandtschaftsverhältnissen 61 4.1.1. Nomenklatur und Klassifikation 61 4.1.2. Klassifikation und Phylogenie 61 4.2. Die Rekonstruktion der Evolution 62 4.2.1. Homologien und Analogien 62 4.2.2. Kladistik 62 4.2.3. Näheres zu Stammbäumen 63 4.3. Molekularbiologie, Genetik und andere neuere Entwicklungen 64 5. Blütenpflanzen 67 5.1. Aufbau und Funktion 67 5.1.1. Grundorgane 67 5.1.2. Abschlussgewebe 68 5.1.3. Leitgewebe 68 5.1.4. Grundgewebe 69 5.2. Pflanzenwachstum 70 5.2.1. Primäres Wachstum 70 5.2.2. Primäres und sekundäres Wachstum der Sprossachse 72 5.2.3. Sekundäres Dickenwachstum 72 5.3. Morphogenese und die Molekular-biologie 72 5.3.1. Zellteilung und Zellstreckung 73 5.3.2. Musterbildung 74 5.3.3. Der Einfluss der Gene und der Positionsinformation 74 6. Tierische Form und Funktion 78 6.1. Grundlagen 78 6.1.1. Grundlegende Anforderungen an den Körper 78 6.1.2. Tierische Gewebe 78 6.1.3. Koordination und Kontrolle 80 6.2. Regulation des inneren Milieus 80 6.2.1. Homöostase 80 6.3. Thermoregulation 80 6.3.1. Endothermie und Ektothermie 81 6.3.2. Wärmeabgabe und –Aufnahme 81 6.3.3. Physiologischer Thermostat 82 6.4. Energiebedarf in Abhängigkeit bestimmter Parameter 82 6.4.1. Grundlagen 82 6.4.2. Faktoren, die die Stoffwechselrate beeinflussen 83 6.4.3. Torpor und Energiesparen 83 7. Die Ernährung der Tiere 86 7.1. Nährstoffe 86 7.1.1. Versorgung mit Nährstoffen 86 7.1.2. Hauptstadien der Nährstoffverarbeitung 86 7.1.3. Intra- und extrazeluläre Verdauung 87 7.2. Organe zur Nahrungsverarbeitung bei Säugern 87 7.2.1. Mundhöhle 87 7.2.2. Magen 87 7.2.3. Dünndarm 88 7.2.4. Dickdarm 89 7.3. Evolutionäre Anpassungen an Ernährungsformen 89 7.4. Energiehaushalt 90 8. Ökologie 93 8.1. Ökologie und ihre Verbindungen mit anderen Disziplinen 93 8.1.1. Damals und heute 93 8.1.2. Ökologie und Evolutionsbiologie 93 8.1.3. Ökologie und Umweltschutz 94 8.2. Wechselwirkung von Organismen mit ihrer Umwelt 94 8.2.1. Aus- und Verbreitung 94 8.2.2. Biotische und abiotische Faktoren 95 8.2.3. Klima 96 8.3. Aquatische Biome 98 8.3.1. Zonen und Schichten 98 8.3.2. Näheres zu Seen 99 8.3.3. Feuchtgebiete 100 8.3.4. Bäche und Flüsse als Lebensräume 100  8.3.5. Flussmündungsgebiete mit Gezeitenfluss 101 8.4. Terrestrische Biome 101 8.4.1. Eigenschaften und Störungen terrestrischer Biome 102 9. Zellyzyklus & Genetik 105 9.1. Der Zellyzyklus 105 9.1.1. Die wichtigsten Vorgänge des Zellzyklus 105 9.1.2. Die Mitose 106 9.1.3. Die Kontrolle des Zellzyklus 107 9.2. Genetik 109 9.2.1. Chromosomensätze 109 9.2.2. Die Meiose 110 9.2.3. Mendel‘sche Vererbungslehre (die Basis der Genetik) 112  Chemische Grundlagen Der Ursprung jeder Wirkung einer Substanz, sei es ein Arzneistoff oder ein Lebensmittelbestandteil, liegt in den Wechselwirkungen, die diese Verbindung mit den Zielstrukturen des menschlichen Organismus auslöst. Diese Wechselwirkung wiederum ist eine Folge der physikalisch-chemischen Eigenschaften der daran beteiligten Moleküle, die sich wiederum von deren chemischer Struktur ableiten. Das Basiswissen der Chemie ist eine Grund- lage der Biologie, die zum Verständnis der chemischen Reakti- onen in der Zelle unumgänglich ist. Ao. Univ.-Prof. Mag. Dr. Helmut Spreitzer Ass.-Prof. Dr. Barbara Hamilton 1 Chemische Grundlagen 1. Begriffe und Größen Um die Geschehnisse der Natur oder eines Experiments Ein weiterer Teil dieser Begriffe stellen sogenannte beschreiben zu können, benötigt man Begriffe, welche „Größen“ dar, deren Eigenschaften quantifizierbar sind. auf Grund gemeinsamer, festgelegter Eigenschaften Deren Kenntnis bildet die Grundlage der „chemischen“ definiert wurden. Fachsprache. Möchte man etwas quantitativ (lat.: quantitas – Größe, Anzahl) beschreiben, verwendet So definiert der Begriff Molekül ein Teilchen, das aus man Größen, wobei jede Größe durch eine Bedeutung, mindestens zwei Atomen besteht, welche über eine einen Wert (Einheit) und ein Formelzeichen gekenn- Bindung verknüpft sind. Die Summenformel eines zeichnet ist. Dadurch können die Eigenschaften und Moleküls gibt zwar die Anzahl und die Art der Atome, Dimensionen von Objekten bestimmt werden. Die die das Molekül aufbauen an, nicht jedoch die genaue Basiseinheiten, aus denen sich beinahe alle anderen Anordnung der Atome und deren Bindungen. Erst Einheiten ableiten, sind im Internationalen Einheiten- eine Strukturformel erlaubt ein Verständnis über den system festgelegt. tatsächlichen Aufbau des Moleküls. 1.1. Gesetze, Regeln, Modelle und Summenformel Aussage Theorien CH4 atomare Zusammensetzung 1.1.1. Gesetze und Regeln Naturwissenschaftliche Gesetze führen unter gleich- Lewis-Formel bleibenden Bedingungen immer zu den gleichen Ergeb- nissen. So besagt das „Gesetz von der Erhaltung der Masse“, dass bei chemischen Reaktionen die Summe der Massen der Ausgangsstoffe gleich der Massen der Produkte ist. Solche Gesetze gelten allerdings nur, wenn die sogenannten Gültigkeitsbedingungen genau eingehalten werden. Beispielsweise gilt das „Gesetz von Boyle und Mariotte“, welches besagt, dass das Produkt aus Druck und Volumen konstant ist, nur dann, wenn es sich um ein ideales Gas handelt und die Temperatur konstant bleibt. Diese Gesetze benötigen Fachbegriffe und Größen und werden, wenn möglich, quantitativ als mathematische Formel dargestellt. Abbildung 1.1: Anzahl und Art der Bindungen p. V = n. R. T (R = die universelle Gaskonstante) zwischen den Atomen Größe Formelzeichen Wichtige Einheiten Beziehungen Masse m Kilogramm [kg] 1 kg = 1000 g Gramm [g] Stoffmenge n Mol [mol] 1 mol ~ 6,022.1023 Teilchen Molare Masse M Gramm pro Mol [g.mol-1] M = m/n Volumen V Liter [l] 1 m3 = 1000 l Kubikmeter [m3] Dichte ρ Kilogramm je [kg.m-3] ρ = m/V Kubikmeter Druck p Pascal [Pa] 1 Pa = 1 N.m-2 Bar [bar] 1 bar = 101325 Pa Temperatur T Kelvin [K] 0°C = 273,15 K Grad Celsius [°C] Stoffmengen- c Mol pro Liter [mol.l-1] c = n/V konzentration 10 1 Chemische Grundlagen Etwas weniger strikt sind Regeln, die ebenfalls zum vorhersagen. Sollte das nicht der Fall sein, gilt diese Beschreiben von Zusammenhängen verwendet Theorie als falsifiziert. werden. Ein Beispiel wäre die RGT-Regel (Reaktions- Geschwindigkeits-Temperatur-Regel), welche besagt, 1.2. Stöchiometrie dass sich die Reaktionsgeschwindigkeit verdoppelt bis vervierfacht, wenn die Temperatur um etwa 10 K erhöht Die Stöchiometrie dient der Berechnung von Stoff- wird. Dies ist letztlich ein experimenteller Befund (für mengen und Reaktionsgleichungen. Zur Vereinfachung den es zwar theoretische Erklärungen geben mag; eine wurde die Stoffmenge n als Größe eingeführt, um nicht präzise quantitative Begründung ist allerdings daraus umständlich mit den absoluten Massen von Atomen nicht ableitbar). und Molekülen, welche in einem Bereich von 10 -4 – 10 -21 g liegen, rechnen zu müssen. 1.1.2. Modelle Die Einheit der Stoffmenge ist mol. Die Anzahl der Bei chemischen Reaktionen können beispielsweise das Teilchen, die ein Mol eines Stoffes enthält, leitet sich Auflösen und Neubilden von Bindungen nicht beob- von der Avogadro-Konstante NA (manchmal auch als achtet werden. Selbst durch den Einsatz modernster Loschmidtsche Zahl bezeichnet) ab: bildgebender Verfahren bleiben diese Vorgänge für den Menschen bislang unsichtbar. Mit Hilfe von Modellen NA = 6,022. 1023 mol-1 können diese Geschehnisse aber in vereinfachter Form dargestellt werden. Da allerdings kein Modell alle Eigen- Somit wird die Stoffmenge, die aus 6. 1023 Teilchen schaften des Originals enthält und nur in bestimmten besteht, als ein mol bezeichnet. Die Folge ist, dass in Bereichen gültig ist, gibt es häufig mehrere Modelle für gleichen Stoffmengen verschiedener Elemente auch dasselbe Objekt. Je näher das Modell an das Original immer die gleiche Anzahl an Teilchen enthalten ist: herankommt, desto genauer und besser können die In 12 g Kohlenstoff sind ebenso wie in 32 g Schwefel Vorhersagen geschehen, gleichzeitig wird es aber umso 6. 1023 Teilchen des jeweiligen Elements enthalten komplizierter und schwieriger. (die relativen Atommasse von Kohlenstoff ist 12, von Schwefel 32; siehe Periodensystem). Im Folgenden werden für die Darstellung eines Mole- Bei Angabe der Menge in mol muss immer definiert küls vier Modelle dargestellt. Je nachdem, welchen werden, um welche Teilchen es sich handelt. Zusammenhang man erklären möchte, wählt man das geeignete Modell aus. Summenformel und Lewis- Beispiel: n(H2) = 1 mol bedeutet 1 mol Formel wurden bereits angeführt. Weitere Modelle sind Wasserstoffmoleküle das Stäbchenmodell und das Kalottenmodell. Ersteres widergibt eine vereinfachte Struktur indem die räum- Allgemein gilt daher: n(Stoffmenge) = m (in Gramm)/M lichen Anordnungen der Atome im Molekül dargestellt (molare Masse) werden. Das Kalottenmodell bietet noch mehr Infor- mationen, da auch der Raumbedarf des Moleküls die Bei einer Verbindung (Molekül) kann die molare Masse Großenverhältnisse der Atome dargestellt werden. (M) aus der Summe der relativen Atommassen aller Atome (siehe Periodensystem) einfach berechnet werden Beispiele: n(NaCl) = 1 mol bedeutet: 1 mol Natriumchlorid; 58,5 g dieses Salzes enthalten 6. 1023 Teilchen NaCl (rel. Atom- massen (gerundet): Na (Natrium) = 23,0; Cl (Chlorid) = Abbildung 1.2: Kugel-Stab-Modell (rechts) und Kalotten 35,5) modell (links) von H2O. n (K 2SO4) = 1 mol bedeutet: 1 mol Kaliumsulfat = 174 g (die molare Masse von Kaliumsulfat ergibt sich aus der 1.1.3. Hypothesen und Theorien Summe der rel. Atommassen (gerundet): K (Kalium) = 39; S (Schwefel) = 32; O (Sauerstoff) = 16; somit: 2. 39 + Hypothesen umfassen Aussagen über Zusam- 32 + 4. 16 = 174 menhänge, deren experimentelle Bestätigung noch ausständig ist. Werden alle einen Teilbereich betreffende Aussagen, Definitionen, Gesetze und Modelle zu einem System vereint, spricht man von einer Theorie. Eine Theorie muss das Ergebnis eines Experiments korrekt 11  1 Chemische Grundlagen 1.3. Kernchemie und Entstehung Bei der Darstellung eines Elements schreibt man die der Elemente Massenzahl links oben vor das Elementsymbol, die Kernladungszahl links unten. 1.3.1. Bausteine 12 6 C Kernladungszahl des Kohlenstoffs 6, Massen- Das kleinste, chemisch nicht weiter zerlegbare Elemen- zahl des Isotops 12, das bedeutet: sechs tarteilchen nennt man Atom. Atome bestehen aus Protonen, sechs Neutronen im Kern einem positiv geladenen Atomkern, der sich wiederum aus den positiv geladenen Protonen und den neut- Obwohl alle Atome eines Elements immer dieselbe ralen Neutronen aufbaut sowie der negativ geladenen Anzahl an Protonen und somit die gleiche Kernla- Elektronenhülle. dungszahl (Ordnungszahl) besitzen, kann die Neutro- nenzahl im Kern variieren. Folglich existieren Elemente  Atome bestehen aus dem positiv geladenen Atomkern, der fast die gesamte Masse des Atoms ausmacht und einer negativ geladenen Elektonen- mit gleichen Ordnungszahlen aber unterschiedlichen Massenzahlen (unterschiedliche Anzahl an Neutronen). Diese nennt man Isotope. Isotope unterscheiden sich hülle. in ihrer Atommasse, jedoch nur geringfügig in ihren chemischen Eigenschaften, da diese überwiegend von der Elektronenhülle bestimmt werden. Die Kernbestandteile, Protonen und Neutronen, nennt man Nukleonen. Der Kern bestimmt die atomare Stabi- Bespiele für Wasserstoff(isotope): lität oder die Radioaktivität und hat nur einen sehr 1 geringen Einfluss auf das chemische Verhalten. Für 1 H Kernladungszahl des Wasserstoffs ist 1, dieses ist im Wesentlichen die Atomhülle, sprich die Massenzahl des Isotops 1, das bedeutet Verteilung der Elektronen darin, verantwortlich. Die 1 Proton, 0 Neutron im Kern Atomhülle wird aus den negativ geladenen Elektronen 2 aufgebaut und bestimmt den Radius eines Atoms. Der 1 H Kernladungszahl des Wasserstoffs ist 1, Radius eines Atoms beträgt in etwa 10 -10 m, im Vergleich Massenzahl des Isotops 2, das bedeutet dazu liegt der Durchmesser des Atomkerns bei etwa 1 Proton, 1 Neutron im Kern (dieses Wasser- 10 -15 m. stoffisotop wird als Deuterium bezeichnet) 3 Protonen und Neutronen haben näherungsweise die 1 H Kernladungszahl des Wasserstoffs ist 1, relative Masse 1. Da die Masse der Nukleonen etwa Massenzahl des Isotops 3, das bedeutet 1836mal größer ist, als die eines Elektrons, bedeutet 1 Proton, 2 Neutronen im Kern (dieses Wasser- dies, dass sich die Masse eines Atoms de facto auf den stoffisotop wird als Tritium bezeichnet) Atomkern konzentriert. Ionen Die Kernladungszahl Z eines Atoms gibt die Anzahl der Protonen im Kern an. Sie entspricht weiter der Nimmt ein Atom Elektronen auf oder gibt Elektronen Ordnungszahl im Periodensystem und charakterisiert ab und ist folglich elektrisch geladen, spricht man damit ein chemisches Element. Das bedeutet, dass von Ionen. Die Ladung ergibt sich aus der Summe der man einen Stoff, der sich aus Atomen mit gleicher Kern- vorhandenen positiven Kernladung (Protonen) und ladungszahl zusammensetzt, als Element bezeichnet. den negativen Ladungen der Elektronen in der Hülle. Bei der Darstellung schreibt man die Ladungszahl  rechts oben nach dem Elementsymbol, die Atomzahl Subatomare Teilchen eines Atoms sind die rechts unten. Kernbestandteile positiv geladenen Protonen und die Neutronen, sowie die Hülle mit den negativ 1.4. Atombau geladenen Elektronen. Eines der ersten Experimente, die eine nähere Vorstel- lung über den Atombau lieferten, war der Rutherford- sche Streuversuch. Ein ungeladenes Atom hat immer die gleiche Anzahl Elektronen wie Protonen. Aus der Summe der Protonen Bei diesem Versuch wurde eine Goldfolie mit α–Teil- und Neutronen ergibt sich die Massenzahl A. chen beschossen. Ein um diese Goldfolie angebrachter Detektor registrierte die auftreffenden α–Teilchen. Kernladungszahl Z = Anzahl der Protonen = Ordnungszahl Auffallend bei diesem Experiment war, dass nahezu alle Teilchen die Goldfolie durchdrangen, ohne abge- Massenzahl A = Kernladungszahl Z + Anzahl der Neutronen N lenkt zu werden. Lediglich ein sehr kleiner Anteil (ca. 1:100.000) wurde entweder reflektiert oder abgelenkt. 12 1 Chemische Grundlagen Aus dieser Beobachtung zog Rutherford den Schluss, (Elektronenschalen) werden außerdem mit den Buch- dass dies nur möglich sein könne, wenn sich nahezu staben K, L, M, N usw. bezeichnet und können immer die gesamte Masse des positiven Atomkerns auf sehr nur von einer gewissen Anzahl Elektronen besetzt kleinem Raum befindet. Dies war ein fundamentaler werden, wobei s,p und d Bezeichnungen der Orbitale Erkenntnisgewinn über den Atomaufbau. sind. Die hochgestellte Zahl gibt die maximale Anzahl an Elektronen in den betreffenden Orbitalen an. Mit Hilfe von Orbitalen kann der Raum, in dem sich der wahrscheinliche Aufenthaltsort von Elektronen mit einer Wahrscheinlichkeit von 90% befindet, dargestellt werden. Die Kenntnis über die Atomorbitale ermög- lichte erst ein Verständnis über die Atombindungen, den Bau und die Geometrie von Molekülen und selbst viele makroskopische Eigenschaften sind nur durch die Abbildung 1.3: Rutherford-Atommodell genaue Kenntnis der Orbitale möglich. Er meinte allerdings auch, dass die Elektronen auf kreis- förmigen bzw. elliptischen Bahnen um den Atomkern 1.5. Das Periodensystem der Elemente kreisen. Die dafür nötigen Kräfte, die elektrostatische (PSE) Anziehungskraft und die Zentrifugalkraft, sollten dabei ein Gleichgewicht bilden. Damit hätte er das Modell Das Periodensystem soll den Aufbau der Elemente und eines Sonnensystems mit Planeten, die die Sonne deren Eigenschaften in einen sinnvollen Zusammen- umkreisen, auf Atome übertragen. hang darstellen. Dabei werden die Elemente gemäß steigender Proto- Diese Ansicht war allerdings nicht haltbar, da man sehr nenzahl (Ordnungszahl = Kernladungszahl) in hori- bald zeigen konnte, dass nach diesem Modell die krei- zontal gelegene Perioden und vertikal angeordnete senden Elektronen ständig Energie in Form von Licht Gruppen eingeteilt. abstrahlen müssten und letztlich in kurzer Zeit in den Alle Atome gleicher Kernladung (gleiche Anzahl an Atomkern „fallen“ würden. Protonen) bilden ein Element und stehen somit an selber Stelle im PSE. Nils Bohr, Schüler Rutherfords, stellte ein Atommodell auf, das dem Rutherfordschen im Grunde zwar ähnlich Die Perioden entsprechen der Zahl der war, er aber von den Gesetzen der klassischen Physik Elektronenschalen. Abstand nahm. Innerhalb der 16 Gruppen, welche senkrecht ange- Folgende Postulate wurden formuliert: ordnet sind, werden die Elemente nach ihren Gruppen- nummern geordnet. Die Gruppennummer entspricht Elektronen können den Atomkern auf stabi- der Anzahl der Valenzelektronen (Außenelektronen) len konzentrischen Bahnen umkreisen, ohne eines Elements, welche hauptsächlich für die chemi- Strahlung abzugeben und dadurch Energie zu schen Eigenschaften verantwortlich sind. Daher haben verlieren. Elemente einer Gruppe ähnliche Eigenschaften. Man spricht von Haupt- und Nebengruppen und sie Die Anzahl der Bahnen (Elektronenschalen) ist werden mit römischen Ziffern gekennzeichnet. begrenzt. Jede dieser Bahnen entspricht einem Für die Hauptgruppen findet man auch Trivialnamen: Energieniveau E der Elektronen. Je größer Alkalimetalle (für die 1. HG), Erdalkalimetalle (für die der Radius der Elektronenschale, desto höher 2. HG), Borgruppe (3. HG), Kohlenstoffgruppe(4. HG), das Energieniveau der darauf befindlichen Stickstoffgruppe (5. HG), Chalkogene (Erzbildner, 6. Elektronen. HG), Halogene für die 7. HG und Edelgase für die 8. HG Nur beim Übergang eines Elektrons von einer stationären Bahn auf eine andere, wird Energie in Form von elektromagnetischer Strahlung emittiert oder absorbiert. Dies bedeutet, dass jede Elektronenschale einen bestimmten Energiezustand des Elektrons beschreibt. Die einzelnen stationären Zustände sind durch die Hauptquantenzahl n beschrieben, wofür nur ganze Zahlen (n = 1, 2, 3,...) eingesetzt werden dürfen. Jede Bahn besitzt somit einen Wert von n und deshalb ein bestimmtes Energieniveau. Die Hauptenergieniveaus 13 1 Chemische Grundlagen Abbildung 1.4: Das Periodensystem der Elemente Wie bereits erwähnt, unterscheidet man zwischen Haupt- und Nebengruppen. höhere Kernladung stärker angezogen und die Atome Die 44 Hauptgruppenelemente sind auf 8 Haupt- schrumpfen bzw. die Radien werden kleiner. gruppen aufgeteilt. Es kommen Metalle, Halbmetalle Innerhalb einer Gruppe nimmt der Radius von oben und Nichtmetalle vor. Entsprechend ihrer Elektro- nach unten zu, da es jeweils zum Aufbau einer neuen nenkonfiguration (Verteilung der Elektronen auf die Elektronenschale kommt. Orbitale) enthalten die Hautgruppenelemente des s- Durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen bzw. p-Blocks ausschließlich s- bzw. p-Elektronen als entstehen aus Atomen Ionen. Dadurch verändert sich Valenzelektronen. der Radius. So ist der Ionenradius von Kationen (positiv geladene Ionen) kleiner als der entsprechende Atom- Zwischen den beiden Hauptgruppen, findet man die 10 radius, da sich die Zahl der Elektronen verringert und Nebengruppen, auch d-Block genannt. Die Elemente, der Kern diese stärker anziehen kann. Bei Anionen auch Übergangselemente genannt, enthalten als (negativ geladene Ionen) steigt die Zahl der Elektronen, Valenzelektronen ausschließlich Elektronen in d-Orbi- die Anziehungskraft des Kerns sinkt, somit steigt der talen. Alle Nebengruppenelemente sind Metalle. Ionenradius im Vergleich zum Atomradius. Allgemein Zusätzlich gibt es auch noch die inneren Übergangs- nehmen die Ionenradien innerhalb einer Gruppe von elemente welche in den Gruppen Lanthanoide und oben nach unten zu. Actinoide zusammengefasst sind. Die Eigenschaften innerhalb der Nebengruppen ändern sich wesentlich 1.5.2. Ionisierungsenergie schwächer als bei den Hauptgruppenelementen. Ionisierung bedeutet die Entfernung eines Elektrons aus der Hülle eines Atoms im Gaszustand. Die Energie, 1.5.1. Periodische Eigenschaften die dafür nötig ist, bezeichnet man als 1. Ionisierungs- der s- und p-Blockelemente energie (IE). (Hauptgruppenelemente) Atom(g) + IE → Kation+(g) + e- Ein Beispiel dafür wäre der Atomradius der Hauptgrup- penelemente: Dieser nimmt innerhalb einer Periode ab, Die Ionisierungsenergie ist eine charakteristische weil die Kernladung zunimmt, die Zahl der Elektronen- periodische Eigenschaft und ist abhängig von dem schalen aber gleich bleibt. Die Elektronen durch eine Energiegehalt des jeweiligen Elektrons bzw. seinem 14 1 Chemische Grundlagen Abstand zum Atomkern. Je höher der Energiegehalt Bindungspolarität und damit die Höhe des Ionenan- (d.h. je größer der Abstand zw. Atomkern und Elektron teils einer Bindung. ist), desto geringer ist die Ionisierungsenergie. Im Allge- meinen nimmt die Ionisierungsenergie mit steigender 1.5.4. Metall- und Nichtmetallcharakter Kernladung zu und mit zunehmendem Atomradius ab. Gemäß ihrer elektrischen Leitfähigkeiten wurden die Das bedeutet, dass die Ionisierungsenergie inner- Elemente in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle halb einer Periode von links nach rechts tendenziell eingeteilt. zunimmt (Kernladung steigt, Atomradius nimmt ab). Metalle sind gute elektrische Leiter. Ihre Leitfähigkeit Innerhalb einer Gruppe nimmt die IE mit steigender nimmt mit ansteigender Temperatur ab. Sie weisen Ordnungszahl von oben nach unten tendenziell ab. eine niedrige Ionisierungsenergie und deshalb eine Die Kernladung wird durch die Zahl der Schalen zuneh- hohe Tendenz zur Bildung von Kationen auf. Ihre Oxide mend abgeschirmt, wodurch die äußeren Elektronen reagieren in Wasser basisch. Auch alle Elemente der tendenziell leichter abgegeben werden. Nebengruppen sind Metalle. Metalle besitzen deshalb eine relativ niedrige, Nicht- Nichtmetalle werden auch Isolatoren genannt und metalle eine relativ hohe Ionisierungsenergie. leiten folglich keinen elektrischen Strom. Sie besitzen eine tendenziell hohe Elektronegativität und bilden Edelgase (8. HG) besitzen die höchste Ionisierungs- häufig Anionen und Moleküle aus. Ihre Oxide reagieren energie. Sie beschreiben einen energetisch sehr stabilen sauer. Zustand. Elemente der 1. HG (Alkalimetalle) besitzen die niedrigste Ionisierungsenergie. Durch Abgabe eines Halbmetalle, wie Bor, Silicium, Germanium, Arsen und Elektrons erreichen sie die angestrebte stabile Edelgas- Tellur, sind nur schwache elektrische Leiter. Ihre Leit- konfiguration (volle äußere Elektronenschale). fähigkeit nimmt allerdings mit steigender Temperatur zu. Entsprechend ihrer Namensgebung bilden sie den 1.5.3. Elektronegativität Übergang zwischen metallisch und nichtmetallisch. Innerhalb einer Periode nimmt der Metallcharakter Bei einer Bindung zwischen zwei gleichen Atomen von links nach rechts ab, in der Gruppe von oben nach erfolgt eine symmetrische Aufteilung des bindenden unten hin zu (umgekehrt gilt es für die Nichtmetalle). Elektronenpaares. Kommt es allerdings zu einer Diese Eigenschaften können jedoch nicht immer streng Bindung zwischen zwei unterschiedlichen Atomen, getrennt werden. So kommen Phosphor und auch Zinn so wird das Bindungselektronenpaar unterschied- in mehreren Formen vor. lich stark, entsprechend der effektiven Kernladung, Die Reaktivität gegenüber Wasser steigt mit dem von den jeweiligen Partnern angezogen. Das Elektro- Metallcharakter. nenpaar verschiebt sich dann zu dem Atom mit der größeren Kernladung. In Folge trägt dieses dadurch 1.6. Chemische Bindungen eine negative Partialladung. Fast alle Elemente kommen in der Natur in Form chemi- Die Elektronegativität ist somit ein Maß für jene Fähig- scher Verbindungen vor. Nur wenige, wie die Edelgase keit eines Atoms, innerhalb einer kovalenten Bindung und Gold, liegen ungebunden vor. das bindende Elektronenpaar anzuziehen. Sie ist vom Um die chemisch-physikalischen Eigenschaften von Anteil der positiven Kernladung abhängig und nimmt Verbindungen verstehen zu können, bedarf es der innerhalb einer Periode des PSE von links nach rechts Untersuchung der jeweiligen Bindung, da deren Art mit steigender Protonenzahl (steigende Kernladung) erst Auskunft über die Struktur und damit auch über zu und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten die Eigenschaften eines Stoffes ermöglicht. mit steigendem Atomradius und damit zunehmender Abschirmung des Kerns ab. Die verschiedenen Bindungsarten sind: Ionenbindung  Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähig- keit eines Atoms ein bindendes Elektonenpaar an sich zu ziehen. Atombindung (polar/unpolar) Metallbindung schwache Wechselwirkungen Die höchste EN besitzt Fluor (EN=4,0), die niedrigste besitzt Francium (EN=0,7). Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen zwei Bindungspartnern bestimmt daher auch die 15 1 Chemische Grundlagen 1.6.1. Die Atombindung / Kovalente Bindung Atome können auch über mehr als ein Elektronenpaar miteinander verbunden sein, man spricht dann von Die Atombindung wird hauptsächlich zwischen Doppel- bzw. Dreifachbindungen. Elementen mit ähnlicher Elektronegativität ausge- bildet. Im Gegensatz zur Ionenbindung werden die Atome unter einem ganz bestimmten Bindungswinkel und Abstand mit einander verbunden. Sie ist somit eine gerichtete Bindung.  In kovalenten Bindungen teilen sich die Bin- dungspartner Valenzelektronen um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Abbildung 1.7: Pentadien (Summenformel: C5H8) mit zwei Doppelbindungen Es war bereits bekannt, dass die Elektronenkonfi- guration der Edelgase, deren äußerste Elektronen- schale mit allen 8 Elektronen besetzt ist, sehr stabil Abbildung 1.8: Acetylen (Summenformel: C2H2) mit einer und energiearm ist und somit immer angestrebt wird. Dreifachbindung Nach der Theorie von Lewis können alle Elemente diesen Zustand erreichen, indem sie die Elektronen der äußeren, nicht vollständig besetzten Schale Mesomerie gemeinsam nützen. Aus dem Elektronenpaar, welches Kann ein Molekül nur durch mehrere Lewis-Formeln somit zwei Atomen gemeinsam gehört, ergibt sich die korrekt dargestellt werden, da die wahre Elektronen- kovalente Bindung, auch Elektronenpaarbindung oder verteilung zwischen den einzelnen Darstellungen liegt, Atombindung genannt. spricht man von Mesomerie. Sie wird durch einen Reso- Ausgenommen von Wasserstoff, welches maximal zwei nanzpfeil (Doppelpfeil) gekennzeichnet. Die einzelnen Elektronen aufnehmen kann und somit die Konfigu- Formeln nennt man mesomere Grenzstrukturen. ration von Helium (1s2) anstrebt, wollen alle anderen Entscheidend ist, dass es sich dabei nicht um eine Hin- Atome 8 Außenelektronen, ein Oktett (ns2np6) (Oktett- und Rückreaktion handelt sondern die tatsächliche regel), erreichen. Form des Moleküls nur durch eine Überlagerung aller Wie viele Bindungen ein Atom eingehen kann, ist immer mesomeren Grenzstrukturen vermittelt wird. von der Anzahl seiner Valenzelektronen und der Oktett- regel abhängig. Durch Einsetzen eines Bindestriches (Valenzstrich) für das gemeinsame, bindende Elektronenpaar zwischen den Atomen, kann das Molekül formelmäßig darge- stellt werden. Abbildung 1.9: Mesomere Grenzstrukturen des Carbonat- anions (CO32-), des Nitritanions (NO2-) und Abbildung 1.5: Buttersäure (Summenformel: C4H8O2) von Schwefeldioxid (SO2) Bei Elektronenpaaren, welche nicht der Bindung Hybridisierung zwischen den Atomen dienen, bezeichnet man als freie Der Vorgang der Hybridisierung ist ein rein mathema- Elektronenpaare. tisches Verfahren zur erleichterten Darstellung und besitzt keine physikalische Realität. Die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff im Grund- zustand 1s2 2s2 2p2 bedeutet, dass die einfach besetzten p-Orbitale zur Überlappung mit einem Wasserstoff Abbildung 1.6: Schwefelsäure (Summenformel: H2SO4) zur Verfügung stehen. Allerdings würde das bei einem einschließlich der Außenelektronen 16 1 Chemische Grundlagen CH2-Molekül zu einem Bindungswinkel von 90° führen, da die beiden 2p-Orbitale senkrecht angeordnet sind. Einfachbindungen Der wahre Bindungswinkel liegt aber bei 109°. Erst in Werden mehrere sp3-hybridisierte Kohlenstoffatome diesem Winkel ist die Wechselwirkung zwischen den über Einfachbindungen miteinander verknüpft, spricht H-Atomen am geringsten, somit energieärmer und man von Alkanen. Es kommt zu einer sp3-sp3-σ (sigma)- erstrebenswert. Bindung. Diese Bindung ist freidrehbar, die C-C- Bindungen bilden immer einen Tetraederwinkel von Damit das Kohlenstoffatom vier Bindungen ausbilden 109,5°. kann, muss es energetisch angeregt (Valenzzustand) werden, indem ein Elektron aus dem 2s-Orbital in das höher liegende, leere 2p-Orbital angehoben wird. Die dafür nötige Energie (Promotionsenergie) kommt aus der Molekülbildung. Es entstehen aus dem 2s- und den drei 2p-Orbitalen vier neue, äquivalente sp3-hybridisierte Orbitale, Abbildung 1.13: Butan (C4H10); ersichtlich sind die Tetrae- welche nach den Ecken eines Tetraeders ausgerichtet derwinkel der C-Atome sind, die Winkel betragen jeweils 109°.  Elektronenpaare, die nicht an der Bindung teil- nehmen werden freie Elektronenpaare genannt. Ebenfalls sp3-hybridisiert sind das Sauerstoffatom in Molekülen wie Wasser (H2O) oder Stickstoff in Ammo- niak (NH3). Dabei sind die sogenannte freien Elektro- Abbildung 1.10: Der Hybridisierungsvorgang nenpaare in die Ecken des Tetraeders gerichtet. Am Beispiel von NH3 ist erkenntlich, dass die Bindungs- winkel dann eine leichte Abweichung von der idealen Tetraederform aufweisen. Die Winkel im sp3-hybridisierten C-Atom betragen jeweils 109,5°: Abbildung 1.14: Strukturen von H2O und NH3 Doppelbindungen Abbildung 1.11: sp3 Hybridisiertes C-Atom Neben der sp3-Hybridisierung gibt es auch Hybridi-  sierungen, bei denen nur Teile der Orbitale beteiligt Durch die sp3 - Hybridisierung kommt es beim sind. Bei der sp2-Hybridisierung sind ein s- und nur Kohlenstoffatom zu einem Winkelbildung zum zwei p-Orbitalen beteiligt, die dann drei gleichwertige Bindungspartner. sp2-Hybridorbitale ausbilden, welche in einer Ebene mit einem Winkel von je 120° dazwischen liegen. Das dritte nicht an der Hybridisierung beteiligte p-Orbital steht Bei Überlappung eines 1s-Orbitals (Wasserstoff) mit senkrecht dazu (in der folgenden Abb. das pz-Orbital). einem sp3-Hybridorbital kommt es zur s-sp3- σ (sigma)- Bindung. Die daraus resultierende Form des Methan- moleküls stimmt nun auch mit den experimentellen Daten überein. Abbildung 1.15: Doppelbindungen Abbildung 1.12: Pyramidale Struktur von Methan 17 1 Chemische Grundlagen Es steht somit neben den drei sp2-hybridisierten Orbi- p-Orbitale stehen flächensymmetrisch mit 90° zu talen auch ein pz-Orbital zur Bindung zur Verfügung. einander. Kommt es zur sp2-sp2-σ-Bindung und einer p-p-π- Bei der ebenfalls nicht frei drehbaren Dreifachbindung Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen, spricht kommt es folglich zu einer sp-sp-σ-Bindung und zwei man von einer Doppelbindung. p-p-π-Bindungen. Die Geometrie ist linear. Im Gegensatz zur σ-Bindung, welche auf Grund der rotationssymmetrischen Überlappung frei drehbar ist, besitzt die π-Bindung eine Knotenebene und die π-Elektronenwolke verteilt sich ober- und unterhalb der Bindungsachse, wodurch dieser Bindungstyp nicht mehr frei drehbar ist. Die Geometrie einer Doppelbin- dung ist planar trigonal. Polare Atombindungen Die ideale kovalente Bindung kann nur zwischen Atomen gleicher Elemente bzw. identen Atomgruppen entstehen, da dadurch die Aufteilung der Elektronen gleichmäßig erfolgt und sich keine Polarität ergibt. Ist ein Molekül von verschiedenen Atomen aufgebaut, haben somit die Bindungspartner unterschiedliche Abbildung 1.16: Doppelbindungen Elektronegativität, kommt es zur Verschiebung der gemeinsamen Elektronenpaare hin zum elektrone- gativeren Partner. Man spricht nun von einer polaren Durch die eingeschränkte Drehbarkeit ergeben sich je Atombindung und es entstehen Partialladungen. Der nach räumlicher Anordnung unterschiedliche Struk- elektropositivere Bindungspartner trägt eine mit δ+ turen: cis- oder trans-konfigurierte Doppelbindungen: gekennzeichnete positive Partialladung, der elektrone- gativere eine mit δ- gekennzeichnete negative Partial- ladung. Je größer die Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner, desto polarer ist eine Atombindung. Abbildung 1.19: Polarisie- Abbildung 1.17: trans: R1 und R2 befinden sich gegenüber rung der HCl-Bindung liegend; cis: R1 und R2 sind auf der gleichen Seite Innerhalb einer Gruppe des Periodensystems nimmt Sind in einem Molekül mehrere Doppelbindungen die Elektronegativität von oben nach unten hin ab und durch jeweils eine Einfachbindung getrennt, dann somit auch die Polarität homologer Verbindungen. spricht man von konjugierten Doppelbindungen. Das Chlorwasserstoffmolekül ist über eine σ-Bindung Es ist aber auch möglich, dass Doppelbindungen direkt zwischen zwei Atomen mit einer hohen Elektrone- benachbart auftreten, dann bezeichnet man sie als gativitätsdifferenz verbunden. Die Elektronendichte Kumulene. verschiebt sich daher sehr stark zum elektronegativeren Chloratom, welches daraufhin eine negative Partialla- dung erhält. Es entsteht ein permanenter Dipol. Beim Tetrachlormethan sind die vier Chloratome symmetrisch um das Kohlenstoffatom angeordnet und es kommt daher zu keiner Ladungsverschiebung. Das Wassermolekül Beim Wassermolekül überlappen die beiden sp3-hybri- Abbildung 1.18: Hexatrien (konjugierte Doppelbindung) disierten Sauerstofforbitale mit je einem 1s-Orbital des Wasserstoffs. Die übrigen zwei sp3-Hybridorbitale Dreifachbindungen werden von je einem freien Elektronenpaar des Sauer- Sind die Kohlenstoffatome nur sp-hybridisiert stehen stoffatoms eingenommen. Die freien Elektronenpaare sogar zwei freie pz-Orbitale zur Überlappung zur Verfü- beanspruchen einen größeren Raum als die bindenden gung. Zwischen den beiden sp-Hybridorbitalen liegt Elektronenpaare, da sie sich stärker abstoßen. Dadurch ein Winkel von 180° vor, die beiden nicht hybridisierten kommt es zur Verschiebung von der idealen Tetraeder- form und der Bindungswinkel zwischen den bindenden 18 1 Chemische Grundlagen Paaren wird kleiner (105°). Diese gewinkelte Form ist auch der Grund für die Ausbildung eines Dipols. Das Ammoniakmolekül Im Ammoniakmolekül können die drei sp3-hybridi- sierten Orbitale des Stickstoffs mit je einem 1s-Orbital des Wasserstoffs überlappen. Das freie Elektronen- paar des Stickstoffatoms besetzt das letzte freie sp3-Hybridorbital. Wieder kommt es zur Verschiebung der Bindungswinkel, da das freie Elektronenpaar mehr Platz einnimmt. Der Bindungswinkel beträgt nun 107°. Abbildung 1.20: Kristallgitter von NaCl 1.6.2. Die Ionenbindung Ionenverbindungen sind nach außen immer neutral. Jedes zweifach geladenen Kation muss mit einem zwei- Ionen entstehen durch die Aufnahme (negative Ionen fach oder zwei einfach geladenen Anionen verbunden – Anionen) bzw. durch die Abgabe (positive Ionen – werden, damit die Summe neutral ist. Salze wie NaCl Kationen) von Elektronen. oder AgBr nennt man AB-Verbindungen, MgCl2 oder Kationen bilden sich vorzugsweise aus den Elementen CuCl2 nennt man AB2-Verbindungen. der I. und II. Hauptgruppe des Periodensystems, da sie Eigenschaften von Ionenbindungen  Alle Substanzen, die aus Ionen bestehen, bezeichnet Elemente die ein Elektron aufnehmen oder man als salzartige Stoffe. Da bei Normaltemperatur abgeben werden als Ionen bezeichnet. Anionen ihre Ionen fest an die Gitterplätze gebunden und nicht haben Elektronen aufgenommen und sind negativ frei beweglich sind, leiten sie den elektrischen Strom geladen. Kationen sind Ionen die ein Elektron abge- nicht. Ionen zeigen allerdings eine Eigenschwingung geben haben und damit positv geladen sind. um ihre Gitterplätze. Wird sehr viel Energie zugeführt, kann die Eigenschwingung so groß werden, dass sie die Bindungskräfte überwindet. Die Ionen sind dann in nur eine geringe Ionisierungsenergie benötigen, um einer Schmelze beweglich und können, ebenso wenn Edelgaskonfiguration zu erreichen. sie in Wasser gelöst sind, elektrischen Strom leiten. Anionen werden vorwiegend von Elementen der VI. und VII. Hauptgruppe gebildet. Anhand des sogenannten Coulombschen Gesetzes Durch Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen ändern kann gezeigt werden, dass die Stabilität des Gitters sich die Elektronenhülle und damit der Teilchenradius mit Zunahme der Ladungsgröße und Verringerung und das Volumen. Anionen sind immer größer als ihre des Abstandes zwischen den Ladungsschwerpunkten neutralen Atome, Kationen immer kleiner. steigt. Auch ziehen kleine Ionen mit hoher Ladungs- Die Ionenbindung findet zwischen Metallen mit nied- dichte einander stärker an als vergleichsweise solche riger Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher mit großem Radius und niedriger Ladungszahl. Elektronenaffinität statt. Es kommt zur ungerichteten Mit der Zunahme der Gitterenergie steigt auch die Anziehung zwischen positiven und negativen Ionen Schmelztemperatur eines Salzes. und dabei zur vollständigen Übertragung der Elekt- Ionengitter sind überaus stabil, was zu dem spröden ronen. Die elektrostatischen Anziehungskräfte wirken und harten Charakter von Salzen führt. Bei zu großer in alle Richtungen und führen zur Ausbildung von drei- Beanspruchung brechen Salze entlang bestimmter dimensionalen stabilen Ionenkristallen. Gitterebenen. Die Koordinationszahl eines Ionengitters gibt die Beim Lösen von Salzen in Wasser treten die randstän- Anzahl der Ionen-umgebenden gegensätzlich gela- digen Ionen mit den Dipol-Wassermolekülen in Wech- denen Ionen an. Bei NaCl (Kochsalz) beträgt diese Zahl selwirkung und es bildet sich in der Folge eine Hydrat- 6, das bedeutet, dass jedes Natrium-Ion von sechs hülle aus (= Hydratation). Es kommt zur Abschwächung Chlor-Ionen umgeben ist und jedes Chlor-Ion von sechs der Gitterkräfte. Die hydratisierten Ionen verlassen den Natrium-Ionen, s. Abb. Na+ (rot) und Cl- (grün). Gitterverband und sind in der wässrigen Phase nun frei Die Gitterstruktur wird durch die Anordnung der Ionen beweglich. Je nach Radius und Ladung besitzen die nach Ladung und Größe bestimmt. Ionen unterschiedlich große Hydrathüllen. Bezieht man die Größenverhältnisse von Anionen und Kationen, sowie deren Abstände zu einander mit ein, kommt man von dem vereinfacht dargestellten Gitter- modell zum Packungsmodell. 19  1 Chemische Grundlagen Elektronegativitätsdifferenz Art der Bindung Die stärkste Van-der-Waal-Kraft ist die Dipol-Dipol- ΔEN = 0 unpolare Atombindung Wechselwirkung, gefolgt von den Wechselwirkungen zwischen einem Dipol und einem unpolaren Molekül. Die schwächste ist die Wechselwirkung zwischen unpo- ΔEN < 1,7 polare Atombindung laren Molekülen bzw. Atomen. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen ΔEN > 1,7 Na+Cl- Ionenbindung Verbindungen wie Wasser bestehen aus polaren Mole- külen. Sie besitzen einen permanenten Dipol und 1.6.3. Metallbindung richten ihre Partialladungen entsprechend der elektro- statischen Anziehungskraft nach einander aus. Damit Die Eigenschaften von Metallen sind gute Leitfähigkeit verbunden ist eine Energieminimierung. Somit muss von elektrische Strom und Wärme, gute Verformbar- bei Änderung des Aggregatzustandes diese Van-der- keit und typischer metallischer Glanz. Die chemischen Waal-Energie aufgebraucht oder abgegeben werden. Bindungen in Metallen können mit dem Elektronengas- modell gut dargestellt werden. Bei diesem Modell wird angenommen, dass die Valenzelektronen die Atome verlassen haben und sich um die Atomrümpfe gasartig anordnen. Die Atomrümpfe sind positiv geladen und bilden die Gitterstruktur der Metalle. Sie werden von dem negativ geladenen, delokalisierten Elektronengas umgeben und dadurch zusammengehalten. Abbildung 1.22: Dipol-Dipol-Wechselwirkung Man spricht also von einer Metallbindung, wenn es zu Wechselwirkungen zwischen den positiv geladenen Metall-Ionen (Atomrümpfe) und den delokalisierten Elektronen kommt. Dabei bildet sich ein Metallgitter. Wechselwirkungen zwischen Dipolmolekül und Die gute Leitfähigkeit liegt an den frei beweglichen unpolarem Molekül Elektronen. Der permanente Dipol induziert im unpolaren Molekül einen Dipol in dem es zu kurzeitigen Verschiebung der Bei zunehmender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit Elektronen kommt (=induzierter Dipol). von Metallen ab, da die Gitterschwingungen größer werden und damit der Elektronenfluss durch die Wechselwirkungen zwischen unpolaren Mole- zunehmende gegenseitige Abstoßung behindert wird. külen oder Atomen Auf Grund einer kurzzeitigen unsymmetrischen Ladungsverteilung, kann ein temporärer Dipol indu- ziert werden und somit ziehen einander sogar unpolare Moleküle an. Dieser Dipol kann in einem dynamischen Prozess auch benachbarte Dipole induzieren. Wasserstoffbrückenbindungen Abbildung 1.21: Metallbindung Wasserstoffbrückenbindungen können nur von Elementen mit einer sehr starken Elektronegati- 1.6.4. Schwache Wechselwirkungen vität gebildet werden (N, O, F). Dabei besteht die Möglichkeit einer inter- oder intramolekularen Auch wenn Moleküle nach außen hin neutral sind, kann Wasserstoffbrückenbildung. es zu Wechselwirkungen zwischen ihnen kommen. Diese Wechselwirkungen sind allerdings deutlich Beim Wassermolekül kommt es zwischen den Wasser- schwächer als andere chemische Bindungen. stoff- und Sauerstoffatomen benachbarter Moleküle zur Ausbildung von Wasserstoffbrücken. Van-der-Waals-Kräfte Zunächst ziehen die stark elektronegativen Sauer- stoffatome die Elektronen der O-H-Bindung an. Am Van-der-Waals-Kräfte beschreiben die Anziehungs- Sauerstoff kommt es folglich zu einer negativen (δ-), am kräfte zwischen Molekülen oder Edelgasatomen, wobei Wasserstoff zu einer positiven Partialladung (δ+). es drei Stärken bzw. Abstufungen gibt: Die positivierten Wasserstoffatome bilden nun Brücken mit den freien Elektronenpaaren am Sauerstoff der benachbarten Wassermoleküle. Es kommt zur Bildung 20 1 Chemische Grundlagen großer Molekülverbände und auch wenn Wasserstoff- Säuren besitzen die Fähigkeit zur brücken zwar eine geringe Bindungsenergie haben, Protonen-Abgabe (Protonen-Donator) beeinflussen sie aber beispielsweise die Siedetempe- ratur stark. Basen die Fähigkeit zur Protonen- Aufnahme (Protonen-Akzeptor). Eine Säure-Basen-Reaktion ist somit die Übertragung von Protonen (H+) zwischen den Reaktionspartnern, man spricht auch von Protolyse. Säuren und Basen können sowohl aus neutralen Mole- külen (Neutralsäuren und –basen), als auch aus Ionen (Anionensäuren und –basen, Kationensäuren und – basen) bestehen. Abbildung 1.23: Wasserstoffbrückenbindung Säure-Base-Gleichgewichte Das Oxonium-Ion 1.7. Protonen und Bei einer Säure-Base-Reaktion in Wasser entsteht bei Elektronenübertragungsreaktionen der Abgabe eines Protons durch eine Säure spontan ein Hydroxonium-Ion (H3O+); synonyme Bezeichnungen 1.7.1. Säuren und Basen sind Hydronium-Ion bzw. Oxonium-Ion. Das passiert, weil freie Protonen in wässrigen Lösungen nicht exis- S. Arrhenius definierte die Begriffe Säuren und Basen tent sein können. Durch den sehr kleinen Atomradius erstmals. Säuren sind nach seiner Definition Wasser- und das hohes Ionenpotential lagern sich Protonen stoffverbindungen und geben in wässriger Lösung stets an Teilchen mit einem freien Elektronenpaar, wie H+-Ionen ab. Basen besitzen Hydroxylgruppen und dem Wassermolekül, an. geben beim Lösen in Wasser hydratisierte OH- - Ionen Auch das Oxonium-Ion liegt nicht völlig frei vor, sondern ab. bildet mit drei weiteren Wassermolekülen Wasserstoff- Mit seiner Beschreibung konnten jedoch die basischen brücken aus. Es entsteht ein H9O4+ - Ion. Eigenschaften von Substanzen wie Ammoniak (NH3) in nicht wässrigen Systemen nicht ausreichend erklärt Das Ionenprodukt des Wassers und der pH-Wert werden. Reines Wasser leitet in geringer Menge Strom. Die Mit Einführung der Brönsted-Lowry-Theorie, kamen dafür nötigen frei-vorliegenden Ionen werden bei neue Erkenntnisse. Nach Entwicklung des Donator- der Eigendissoziation von Wasser gebildet. Bei dieser Akzeptor-Prinzips wurden die Begriffe neu definiert. Die Definition beruht nicht mehr auf der bestimmten Art einer Verbindung, sondern ihrer Funktion, nämlich ihrer Fähigkeit zur Abgabe oder Aufnahme von Protonen. Abbildung 1.24: Typische pH-Werte und Universalindikator 21 1 Chemische Grundlagen Autoprotolyse entstehen aus zwei Wassermolekülen kann. Man spricht somit von einem korrespondie- ein Oxonium-Ion und ein Hydroxy-Ion. renden Säure-Basen-Paar. In wässrigen Lösungen kann auch Wasser als Reakti- onspartner sowohl für Säuren als auch Basen dienen. Wasser nimmt je nachdem Protonen auf oder gibt sie Die Lage des Gleichgewichts wird mit Hilfe des Massen- ab. wirkungsgesetzes ermittelt. Im chemischen Gleichge- wicht sind Hin- und Rückreaktion gleich schnell. Die Amphoterie Konzentration des Wassers wird als konstant ange- sehen. Man gibt die beiden Geschwindigkeitskons- Verbindungen, die sowohl Protonen aufnehmen als tanten an und fasst diese zur temperaturabhängigen auch abgeben können, bezeichnet man als Ampholyte Gleichgewichtskonstante Kw zusammen. Sie gibt oder amphotere Verbindungen. Sie können deshalb das Ionenprodukt des Wassers an. Abhängig von der einen sauren und basischen Charakter besitzen. Temperatur liegt dieses bei 22° bei Kw= 10 -14 mol2/l2. Bestimmt wird der Charakter vom jeweiligen Reak- tionspartner. Das heißt, gegenüber starken Säuren  zeigen sie basisches Verhalten, gegenüber starken Der pH-Wert ist der negative dekadische Loga- Basen hingegen fungieren sie als Protonendonatoren. rithmus der H3O+-Ionen Konzentration. korrespond. Ampholyt korrespond. Base Säure Die Konzentration der H3O+ - Ionen [H3O+] = 10 -7 mol/l die Konzentration der OH- - Ionen [OH-] ist ebenfalls 10 -7 OH- H2O H3O+ mol/l. Durch Zusatz einer Säure wird die Konzentration NH2- NH3 NH4 an H3O+ - Ionen erhöht, der pH – Wert sinkt. Durch CO32- HCO3- H2CO3 Zugabe einer Base, steigt die Konzentration an OH- - PO43- HPO42- H2PO4- Ionen, wodurch der pH – Wert steigt. pH-Werte von Säuren und Basen im Alltag pH-Wert pH-Wert Flüssigkeit pH-Wert und Konzentrationen von Säuren und Basen (eine wässrige Lösung von HCl bezeichnet man 0 3,5%ige Salzsäure als Salzsäure, eine wässrige Lösung von NaOH als 2 Magensaft Natronlauge): 2 Zitronensaft 3 Essig pH = -lg c(H3O+) Konzentrationen 3 Cola (H3O+) in mol. l-1 4 Wein 4,5 saure Milch 0 1 molare HCl c(H3O+) = 100 5 Bier 1 0,1 molare HCl c(H3O+) = 10 -1 5,5 Hautoberfläche 2 0,01 molare HCl c(H3O+) = 10 -2 6 Mineralwasser 3 0,001 molare HCl c(H3O+) = 10 -3 6,4 Speichel 7 reines Wasser 7 Neutralpunkt, reines Wasser c(H3O+) = 10 -7 7,4 Blut 8,2 Meerwasser 12 0,01 molare NaOH c(H3O+) = 10 -12 10 Waschmittellauge 13 0,1 molare NaOH c(H3O+) = 10 -13 12,6 Baukalklösung 14 1 molare NaOH c(H3O+) = 10 -14 14 3%ige Natronlauge Korrespondierende Säuren und Basen (ab- 1.7.2. Redoxreaktionen gekürzt korr. Säure/Base) Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen, bei Die Abgabe von Protonen einer Säure (HA) funktioniert denen immer ein Oxidationsvorgang und ein Reduk- nur wenn eine Base (B) zur Verfügung steht, wobei tionsvorgang gleichzeitig ablaufen. Ursprünglich diese Protonen-Übertragung immer eine reversible beschrieb A. De Lavoisier die, bei Verbrennungspro- Reaktion darstellt. Das bedeutet, dass aus der H+-abge- zessen stattfindende Oxidation als Aufnahme von benden Säure eine Base wird, die wieder ein Proton Sauerstoff, den umgekehrten Vorgang, die Sauerstoff- aufnehmen kann bzw. aus der H+-aufnehmenden Base abgabe, als Reduktion. Da es jedoch auch Verbren- wird eine Säure, die wieder dieses Proton abgeben nungsprozess-ähnliche Reaktionen ohne Mitwirkung 22 1 Chemische Grundlagen von Sauerstoff gibt, mussten die Begriffe Reduktion Zur Bestimmung der Oxidationszahlen stellt man und Oxidation erweitert werden. die Lewis-Formel einer Verbindung auf und ordnet gedanklich jedem Element nach gewissen Regeln Bei dem Vergleich von Reaktionen von Metallen die entsprechenden Elektronen zu. Zwischen zwei mit Sauerstoff oder mit Halogenen fiel auf, dass die Atomen unterschiedlicher Elektronegativität, wird die Metalle Elektronen abgeben, die Reaktionspartner Elektronenpaare-Bindung heterolytisch gespalten und diese aufnehmen. Die Abgabe der Elektronen führte man ordnet die Bindungselektronen dem elektrone- zur Oxidation des Metalls. Sauerstoff bzw. das Halogen gativeren Atom zu. Handelt es sich um zwei gleiche nehmen die Elektronen auf und werden in einem Bindungspartner, werden die Elektronen gemäß einer zweiten Schritt reduziert. Die Reaktionen laufen immer homolytischen Bindungsspaltung auf beide Partner gleichzeitig ab, da freie Elektronen sehr reaktiv sind. aufgeteilt. Freie Elektronenpaare bleiben bei dem entsprechenden Atom. Oxidation: Ca → Ca2+ + 2e- Oxidation: 2 Ca → 2 Ca2+ + 4e- Die Oxidationszahl (OZ) ergibt sich aus der Anzahl der Reduktion: Cl2 + 2e- → 2 Cl- Reduktion: O2 + 4e- → 2 O2- Außenelektronen eines Elements minus der Anzahl Gesamt: Ca + Cl2 → CaCl2 Gesamt: 2 Ca + O2 → 2 CaO der zugeordneten Elektronen. Die höchst mögliche OZ ergibt sich aus der Gruppennummer eines Elements im Der Begriff Redoxreaktion wird somit als Elektro- PSE. Ausnahmen sind Fluor und Sauerstoff. nenübertragungsreaktion neu definiert. Man spricht auch von Donator-Akzeptor-Reaktionen, ähnlich wie Beispiel O=C=O bei Säure-Base-Reaktionen, wobei im Gegensatz zu Protonen hier Elektronen übertragen werden. C: 4 – 0 = IV Das bedeutet, dass man unter Oxidation die Abgabe O: 6 – 8 = -II von Elektronen, unter Reduktion die Aufnahme von Elektronen versteht. Negative OZ erhalten ein negatives Vorzeichen. Einige Regeln zum leichteren Ermitteln der OZ:  Bei einer Reduktionsreaktion nimmt ein Atom oder Molekül Elektronen auf. Bei einer Oxidations- reaktion werden Elektronen abgegeben. Beide Atome in Elementarsubstanzen haben immer eine OZ 0 (O2 , H2 , P4 , C , Na, Mg, Zn) Bei einfach geladenen Ionen entspricht Reaktionen können nur gekoppelt als Donator- die OZ der Ladung des Ions (Mg2+ → II, Al3+ Akzeptor-Reaktion ablaufen. → III, S2- → - II, Cl- → -I, Fe2+ → II, Fe3+ → III) Fluor hat in Verbindungen immer die OZ –I Betrachtet man die Redoxreaktion von Chlor und Wasserstoff hat in Verbindun- Calcium, wird das Calcium durch Chlor oxidiert. Man gen immer die OZ +I bezeichnet Chlor daher als Oxidationsmittel oder Sauerstoff hat in Verbindungen immer auch Elektronenakzeptor. Calcium reduziert Chlor und die OZ –II (Ausnahme Peroxide: -I) wird als Reduktionsmittel oder Elektronendonator Die Summe aller OZ eines Teilchens (Molekül bezeichnet. oder Ion) entspricht dessen Ladung. Bei neutra- len Molekülen ist diese Summe naturgemäß 0.  Oxidationsmittel oxidieren ihre Reaktionspart- ner und werden selbst reduziert. Reduktionsmit- tel reduzieren andere und werden dabei selbst Bei der Oxidation kommt es zur Erhöhung der OZ des Elements, bei der Reduktion zur Erniedrigung der OZ. oxidiert. 1.8. Funktionelle Gruppen und Trivialnamen Während einer Redoxreaktion bilden sich immer zwei korrespondierende Redoxpaare. Die Redoxpaare der IUPAC regelt die genaue Namensgebung von Verbin- Donatoren und die der Akzeptoren stehen meist im dungen. Häufig aber werden Trivialnamen verwendet, Gleichgewicht miteinander. entweder aus historischen Gründen oder aber der Einfachheit halber. Oxidationszahlen 1.8.1. Nomenklatur aliphatischer und Zur Beschreibung von Redoxreaktionen verwendet aromatischer Kohlenwasserstoffe man formal die Oxidationszahlen. Sie werden als römi- sche Ziffern über die Elementsymbole geschrieben Kohlenwasserstoffe sind unpolare organische Verbin- und ändern sich entsprechend einer Oxidation oder dungen. Sie bestehen nur aus Kohlenstoff- und Wasser- Reduktion. stoffatomen, welche über Atombindungen miteinander verknüpft sind. 23 1 Chemische Grundlagen Bei den ungesättigten Kohlenwasserstoffen sind Aliphatische Kohlenwasserstoffe können ketten- mindestens zwei Kohlenstoffe durch Mehrfachbin- förmige, verzweigte oder unverzweigte Strukturen dungen miteinander verknüpft. Bei den Alkenen sind einnehmen. Diese können sowohl gesättigt als auch sie durch eine Doppelbindung verbunden, welche ungesättigt sein. durch die Endung „-en“ gekennzeichnet wird. Bei den gesättigten Kohlenwasserstoffen sind die H2C=CH2 Ethen Kohlenstoffatome ausschließlich über Einfachbin- dungen miteinander verknüpft. Der Name der jewei- Im Falle der Alkine sind sie durch eine Dreifachbindung ligen Verbindung ergibt sich aus dem Stamm eines verbunden. Sie tragen die Endung „-in“. Zahlenwortes, gemäß der Anzahl der Kohlenstoffa- tome, und der Endung „-an“. Diese Bezeichnung gibt HCΞCH Ethin an, dass keine Mehrfachbindung im Molekül enthalten ist. Man nennt die gesättigten aliphatischen Kohlen- Aromatische Kohlenwasserstoffe sind ringförmige, wasserstoffe im Allgemeinen Alkane. ungesättigte organische Verbindungen. Alle Atome des Rings sind sp2-hybridisiert und liegen in einer Ebene. n Name n Name n Name Die p-Orbitale stehen senkrecht zu dieser Ebene und sind von je einem Elektron besetzt. Sie überlappen 1 Methan 5 Pentan 9 Nonan ober- und unterhalb der Ebene und führen dadurch zu 2 Ethan 6 Hexan 10 Decan einem gemeinsamen π-System, in dem die Elektronen 3 Propan 7 Heptan 11 Undecan über den Ring verteilt delokalisiert sind. Die Darstellung erfolgt als mesomere Grenzstruktur. 4 Butan 8 Octan 12 Dodecan Den Grundkörper der Aromaten bildet der Benzen-Ring (Benzol). Die übliche Darstellung von Benzen erfolgt durch die beiden mesomeren Grenzstrukturen (in den Darstellungen rechts wird auf das Einschreiben der H-Bindungen bzw. H-Atome verzichtet). Daraus folgt, dass das „reale“ Benzen genaugenommen weder der linken noch der rechten Darstellung entspricht sondern einer Überlagerung beider. Dies bedeutet, dass alle C-C-Bindungen gleich lang sind und alle Bindungswinkel des Ringes 120° betragen und die „reale“ Struktur eigentlich am besten folgendermaßen wiedergegeben wird: n = Anzahl der Kohlenstoffe in der Kette Skelettformeln Bei der vereinfachten Darstellung von Molekülen in Form sogenannter Skelettformeln handelt es sich Unter kondensierten Benzenen versteht man um eine abstrahierende Schreibweise, bei der C- und Systeme, die aus mehreren, an einer Seite miteinander H-Atome nicht ausgeschrieben, sondern impliziert verbunden Benzenringen aufgebaut sind. Sie werden (vorausgesetzt) werden. auch polycyclische aromatische Kohlenwasserstoffe (PAK) genannt und besitzen größtenteils Trivialnamen. Butan und Pentan in der Skelettformelschreibweise: Naphthalen Anthracen Phenanthren Benzopyren 24 1 Chemische Grundlagen Heteroaromaten sind aromatischen Verbindungen, Halogenalkane entstehen aus Alkanen durch den welche an Stelle eines oder mehrerer Kohlenstoff- Austausch eines oder mehrerer Wasserstoffatome atome Stickstoff-, Sauerstoff- oder Schwefelatome gegen Halogenatome; X = F, Cl, Br, I (Heteroatome) besitzen. Amine sind organische Verbindungen, bei denen die Wasserstoffatome teilweise bis völlig gegen organische Reste ausgetauscht werden. Man unterteilt die Amine in drei Gruppen: In primäre, sekundäre und tertiäre Amine, wobei die primäre Amine einen, sekundäre Pyridin/Pyrazin/Pyridazin/Pyrimidin/Pyrrol/Thiophen/ zwei und tertiäre Amine drei organische Reste tragen. Furan/Isoxazol Sie können auch Teil eines Ringes sein. Im Folgenden sieht man drei offenkettige und zwei cyclische Amine: 1.8.2. Funktionelle Gruppen sek./prim./tert./tert./sek. sowie das primäre Amin mit einem aromatischen Ring (=Anilin). Organische Verbindungen besitzen Atome oder Atom- gruppen in Form von funktionellen Gruppen. Diese sind größtenteils für die chemischen und physikali- schen Eigenschaften der Verbindungen verantwortlich. Beispiele für Funktionelle Gruppen: Alkohole tragen als namensgebende Einheit ein Hydroxy-Gruppe. Je nach Anzahl der Hydroxy-Gruppen Name der Struktur der Stoffklasse (an unterschiedlichen C-Atomen) im Molekül spricht funkt. Gruppe funkt. Gruppe man von ein-, zwei-, dreiwertige etc. Alkoholen. Ethanol (C2H5OH) ist ein Vertreter eines einwertigen Alkohols, Halogenal- Glycerin z.B. ist der einfachste dreiwertigen Alkohol mit Halogen kane 3 C-Atomen. Phenole besitzen einen Benzenring an den mindestens eine OH-Gruppe gebunden ist. Zu dieser Stoffklasse Amino-Gruppe Amine gehören auch mehrfach substituierte Hydroxyben- zene, wie die zweiwertigen und dreiwertigen Phenole: Hydroxy-Gruppe Alkohole Ether-Gruppe Ether Bei Ether-Verbindungen sind zwei organische Reste Aldehyd-Gruppe Aldehyde über ein Sauerstoffatom miteinander verbunden. Sind die organischen Reste gleich, spricht man von symmet- rischen Ethern, sind sie ungleich von unsymmetrischen Ethern. Das Sauerstoffatom kann auch Bestandteil Keto-Gruppe Ketone eines Rings sein, man bezeichnet diese dann als cycli- sche Ether, aromatische Ether bezeichnet man auch als Phenolether: Carboxy-Gruppe Carbonsäure Exemplarische Beispiele: 25 1 Chemische Grundlagen Zu den Carbonylverbindungen (auch CO- od. Keto- 1.9. Biomoleküle - Kohlenhydrate Gruppe genannt: ein Kohlenstoffatom, dass einen doppelt gebundenen Sauerstoff trägt) gehören zwei Kohlenhydrate Gruppen: Die Aldehyde und die Ketone. Kohlenhydrate (Saccharide) sind energiereiche, organi- Aldehyde sind organische Verbindungen bei dem sche Polyhydroxycarbonylverbindungen, die aus den der Kohlenstoff der CO-Gruppe einen Wasserstoff chemischen Elementen Kohlenstoff (C), Wasserstoff und einen organischen Rest trägt, welche entweder (H) und Sauerstoff (O) aufgebaut sind. Dazu zählen aliphatisch oder aromatisch sein kann. Ketone tragen unter anderem die Verbindungen Traubenzucker und zwei organischen Reste an dem Kohlenstoffatom der Rohrzucker, aber auch Cellulose und Stärke. Sie unter- CO-Gruppe. scheiden sich in ihren Molekülgrößen und daraus resul- tierenden Eigenschaften. Beispiele für Aldehyde und Ketone. Bildung von Kohlenhydraten Beim Vorgang der Photosynthese produziert die Pflanze aus energiearmen anorganischen Verbin- dungen mit Hilfe des Sonnenlichtes Kohlenhydrate für die Energiegewinnung. Die hergestellten Einfach- zucker (Monosaccharide) dienen als Bausteine für alle weiteren Kohlenhydrate. Carbonsäuren sind organische Verbindungen und besitzen mindestens eine Carboxy-Gruppe im Molekül. Photosynthese: 6 CO2 + 6 H2O + Lichtenergie Trauben- Man unterscheidet zwischen Monocarbonsäuren und zucker C6H12O6 + 6 O2 mehrwertigen Di- und Tricarbonsäuren. Die gesät- tigten aliphatischen unverzweigten Monocarbon- Bei der Aufnahme von Kohlendioxid (CO2) aus der Luft säuren ergeben die homologe Reihe der Alkansäuren. und Wasser (H2O) aus der Erde, kann die Pflanze in Trägt ein Molekül eine Carboxy-Gruppe wird diese ihren Blattgrünkörperchen (Chloroplasten) mit Hilfe Substanz als Carbonsäure bezeichnet. von Chlorophyll und Sonnenlicht Glukose (Traubenzu- Bei gesättigten Verbindungen ergibt sich der Name cker) bilden. Dieser Vorgang geschieht unter Abgabe aus dem Alkan, einschließlich des Kohlenstoffatoms von Sauerstoff (O2), welcher vom Menschen ebenfalls der Carboxygruppe, und der Endung „-säure“. Viele zum Überleben benötigt wird. Carbonsäuren tragen auf Grund ihrer häufigen Verwen- Nimmt der Mensch Kohlenhydrate auf, werden diese dung auch Trivialnamen (s. Tab.) unter Sauerstoffaufnahme wieder zu Kohlenstoff- dioxid und Wasser gespalten. Man nennt diesen Anzahl Chemische Trivialname Vorgang Atmung, es wird dabei Energie frei. C-Atome Bezeichnung 1 Methansäure Ameisensäure 2 Ethansäure Essigsäure 3 Propansäure Propionsäure 4 Butansäure Buttersäure 5 Pentansäure Valeriansäure 6 Hexansäure Capronsäure 7 Heptansäure Önanthsäure 8 Octansäure Caprylsäure 9 Nonansäure Pelargonsäure 10 Decansäure Caprinsäure Bekanntestes Beispiel für eine aromatische Carbon- säure ist die Benzoesäure: Abb.: D-Glukose, der wohl bekannteste Zucker, darge- Typische Carbonsäurenderi- stellt in der Fischer-Projektion (s. später) vate erhält man durch Ersatz der HO-Gruppe; im Folgenden Einteilung der Kohlenhydrate exemplarische Beispiele: Je nach Anzahl der Zuckerbausteine und der damit stei- genden Molekülgröße unterteilt man die Kohlenhydrate in drei Gruppen: Mono-, Oligo- und Polysaccharide. 26 1 Chemische Grundlagen  Kohlenhydrate sind Verbindungen mit mehreren Hydoxyl-Gruppen und einer Carbonylgruppe. Demgemäß bezeichnet man sie als Aldosen (z.B. Glucose) oder Ketosen (z.B. Fructose). Die meisten Zuckerbausteine sind aus sechs Kohlen- stoffatomen aufbaut und werden deshalb als Hexosen bezeichnet. Davon abweichend sind Arabinose, Xylose oder Ribose, die nur ein C-5 Skelett besitzen. Man bezeichnet diese Zucker daher als Pentosen. D-Fructose Exkurs: Stereoisomere – Enantiomere – Diastereomere D-Arabinose D-Xylose D-Ribose Zwei Moleküle mit einer bestimmten Summenformel (Beispiele für Pentosen) und gleichem strukturellen Aufbau können sich aller- dings im räumlichen Bau unterscheiden (Beispiel 1.9.1. Monosaccharide Milchsäure). Man spricht in diesem Fall von Stereoiso- meren. Die beiden, im folgenden Beispiel angeführten Monosaccharide, auch Einfachzucker genannt, stereoisomeren Michsäuremoleküle unterscheiden bestehen aus nur einem einzigen Zuckerbaustein, die sich wie Bild und Spiegelbild und können nicht zur allgemeine Summenformel lautet: Cn(H2O)n. Deckung gebracht werden. Man spricht in diesem Fall Man bezeichnet sie mit einem Trivialnamen und der von Chiralität (chiros (gr.) = Hand) bzw. Händigkeit. Endung „-ose“. Sie besitzen ein Kohlenstoffgerüst Damit trägt man der Tatsache Rechnung, dass ebenso aus 4 bis 7 Kohlenstoffatomen. Daran sind mehrere wie die rechte und linke Hand grundsätzlich von glei- Hydroxy-Gruppen und eine Aldehyd- oder Keto- cher Struktur sind, sie dennoch nicht zur Deckung Gruppe geknüpft. Je nach Anzahl der C-Atome spricht gebracht werden können. Eine andere Bezeichnung für man von Tetrosen (4 C-Atome), Pentosen (5 C-Atome), das gleiche Phänomen ist Enantiomerie; demgemäß Hexosen (6 C-Atome) und Heptosen (7-C-Atome). Sie kann man bei den beiden Milchsäurestrukturen auch unterscheiden sich alle in Schmelzpunkt und Löslich- von Enantiomeren sprechen. Grundlage für die Enantio- keit in Wasser. merie b