Biochemische Grundinformationen:

Es gibt 92 natürliche Elemente und zZ ca. 25 weitere künstliche Elemente.

Die Elemente sind im Periodensystem festgeschrieben worden, wobei die horizontalen Reihen jeweils 8 Elementepositionen (d.h. eine Periode) beinhalten (ausgenommen die 1 bis 3. Periode) und die jeweiligen vertikalen Säulen ähnliche chemischen Verhaltenseigenschaften der Elemente einer Periode beschreiben. Es gibt vertikal 8 Hauptgruppen und zwischen der 2. und 3. Hauptgruppe noch 8 Nebengruppen. Alle Elemente der vertikalen 1. Hauptgruppe sind Alkalimetalle (wie z.B. Natrium und Kalium), der 2. Hauptgruppe Erdalkalimetalle (wie z.B. Magnesium und Kalzium), der 7. Haupgruppe Halogene (Salzbildner, wie z.B. Fluor und Jod) und der 8. Hauptgruppe Edelgase (wie z.B. Helium und Neon).

Die Ordnungszahl eines Elements beschreibt die Anzahl der Protonen im Atomkern.

Die Massenzahl eines Elements beschreibt die Anzahl der Protonen plus Neutronen im Atomkern. Da ein Elektron nur ca 1/2000 an Masse eines Protons besitzt, wird dies in der Massenzahl vernachlässigt.

Bis auf Wasserstoff und Helium (1. Periode) besitzen alle nachfolgenden Elemente die Fähigkeit bis zu 8 Elektronen pro Elektronenschale aufzunehmen. Die Elemente Wasserstoff und Helium der 1. Periode haben nur eine Elektronenschale und können in dieser nur maximal 2 Elektronen halten. Ein Element kann maximal 8 Elektronenschalen ausbilden. Jedes Element versucht, in seiner äußersten Elektronenschale auf 8 Elektronen zu kommen und damit Edelgascharakter zu erreichen. Je nach Anzahl der Elektronen in der äußersten Schale ist das Element z.B. Stickstoff (N) 3-wertig (bei Aufnahme von 3 weiteren Elektronen) bzw. 5-wertig (bei Abgabe von 5 Elektronen). Dies wird Valenz genannt. Edelgase haben eine Valenz von 0.

Die Elektronegativität beschreibt die Kraft eines Elements, Elektronen zur Erreichung des Edelgascharakters (d.h. 8 Elektronen in seiner äußersten Elektronenschale) anzuziehen. Die Elektronegativität beschreibt somit die Reaktionsaggressivität eines Elements. Fluor weist mit dem Wert 4,0 die höchste Elektronegativität aus, Sauerstoff 3,5, Stickstoff und Chlor jeweils 3,0. Metalle (links im Periodensystem, 1. & 2. Hauptgruppe) sind "Elektronenspender" und Halogene "Elektronenaufnehmer" (6. & 7. Hauptgruppe).

Wasserstoff hat die Elektronegativität von 2,1 und zusammen mit Sauerstoff von einer Elektronegativität von 3,5 weist das Molekül den neutralen pH Wert von 7,0 von reinem Wasser auf, welches das beste Lösungsvermögen von anderen Stoffen aufweist.

Ein Molekül stellt eine chemische Bindung von mindestens zwei Elementen dar. Die Bindung kann unterschiedlicher Art sein: durch Elektronenübernahme, Elektronenabgabe oder durch gemeinsames Nutzen eines Elektrons bzw. von Elektronen in der äußersten Schale. Welche Art von Bindung bei der Bildung von Molekülen eingegangen wird bestimmt sich aus der Elektronegativität der jeweils beteiligten Elemente, d.h. der zwischen den Elementen wirkenden Bindungskräfte.

Die für den Stoffwechsel gängigste Bindungsart ist die kovalente Bindung, bei welcher die beteiligten Elemente einen nur geringen Unterschied in ihrer Elektronegativität aufweisen, sodass es nicht zur Elektronenübernahme, sondern nur zu einer quasi Adhäsion aufgrund des Ladungsunterschiedes kommt (Fachbegriff: Elektronenpaarbindung oder Atombindung). In diesem Fall wird ein Elektron gemeinsam genutzt, um in der Partnerschaft als Molekül eine höhere Stabilität zu erreichen. Beispiele sind Sauerstoff (O2), Chlorid (Cl2), Fluorid (F2) etc.. Binden sich mehr als zwei verschiedene Elemente, so nennt man dies eine chemische Verbindung. Zur Aufspaltung einer kovalenten Bindung bedarf es eines Elements mit höherer Elektronegativität als der bisherige Elektronennehmer, oder eines Elektronenspenders mit  größerer Bereitschaft Elektronen abzugeben als der bisherige Elektronengeber. Auf exakt diesem Prinzip beruhen u.a. die Antioxidantien (insbesondere die sekundären Pflanzenstoffe), welche, wie der Name schon sagt, einer unerwünschten (pathogenen) Oxidation eines atomaren und damit sehr reaktionsaggressiven Sauerstoffs, welcher bei der Zellatmung in geringen Mengen übrig bleibt, durch ihre hohe Elektronenverfügbarkeit entgegenwirken. Eine besonders hohe Elektronenverfügbarkeit der sekundären Pflanzenstoffe entsteht insbesondere durch Sonneneinstrahlung, welche die Elektronen der äußersten Schale innerhalb ihrer Schale stark anregt und damit umso leichter verfügbar macht.

Die für den Stoffwechsel ebenso wichtige zweite Bindungsart ist die Ionenbindung, wie z.B. beim Sauerstoff (O), oder Natrium (Na) mit Chlor (Cl) da diese das Umfeld für den Stoffwechsel bestimmen. Sauerstoff und Chlor entreißen in diesen Fällen ihrem Bindungspartner ein Elektron und binden dies in ihrer äußersten Elektronenschale ein, womit beide Elemente in der Folge nach außen in ihrer Molekülbindung zwar einen Edelgascharakter zeigen, die einzelnen Elemente jedoch nun die Form eines positiv und eines negativ geladenen Ions aufweisen und dementsprechend ein Kristallgitter formen. Das Kristallgitter ist dann nach außen elektrisch neutral, wenn die Verhältnismäßigkeit zwischen den Partnerelementen 1:1 beträgt. Jedoch zerfällt die Gitterstruktur mit der Zeit und setzt dadurch Ionen frei (Dissoziation). Verändert man die Verhältnismäßigkeit z.B. durch Wasserzugabe (H2O) in einer Kochsalzlösung (NaCl), wird das Kristallgitter unmittelbar destabilisiert und teilweise aufgelöst. Dabei werden positiv geladene Natrium und negativ geladene Chlorid Ionen freigesetzt. Man spricht von einer Elektrolytlösung, welche elektrisch leitend ist. So finden sich z.B. im Blutplasma Natrium / Kalzium / Chlorid Ionen, um den kolloidosmotischen Druck aufrecht zu erhalten und in den Zellen eine hohe Anzahl von Kalium / Magnesium / Phosphor Ionen.

Es gibt weitere, komplexe Bindungsarten, welche jedoch für den Stoffwechsel nicht direkt relevant sind. Von weiterer zentraler Bedeutung jedoch sind noch die so genannten Wasserstoffbrücken. Alle chemischen Reaktionen des Lebendigen bedürfen des Wassers als bestes bekanntes Lösungsmittel für alle möglichen Substanzen, die ein Organismus zur Aufrechterhaltung seines Lebens benötigt. Da das Sauerstoffatom in der Wassermolekülbindung eine wesentlich höhere Elektronegativität aufweist als die zwei Wasserstoffatome, werden die Elektronen des Wasserstoffs näher zum Atomkern des Sauerstoffs gerückt, was nach außen hin zu einer Polarität des Wassermoleküls führt (Dipol). Diese Polarität bindet weitere Moleküle an sich, man spricht von einer Wasserstoffbrücke. Dies ist ein wesentlicher Faktor für die Stabilisierung von Eiweiß- und Nukleinsäuremolekülen.

Die elektrische Ladung der Elektrolylösung (beschrieben durch den pH Wert, der sich auf frei verfügbare Wasserstoff Ionen bezieht) innerhalb und jener außerhalb einer Zelle ist sehr wichtig für die Aufrechterhaltung von erforderlicher Diffusion genauso wie für einen aktiven Transport, d.h. von Elementen unter Energieaufwand durch eine Zellwand (z.B. Natrium-Kalium-Pumpe). Alkalität (Base) beschreibt chemische Substanzen, welche positiv geladene Wasserstoff Ionen aufnehmen können, Azidität (Säure) beschreibt chemische Substanzen, die positiv geladene Wasserstoff Ionen abgeben können. Wasser weist einen Neutralpunkt auf (zugeordneter pH Wert von 7,0), wo weder positiv geladene Wasserstoff Ionen abgegeben noch zur Verfügung gestellt werden können. Der pH Wert wird als negativer dekadischer Logarithmus im Bereich pH 0 bis 14 als dimensionslose Zahl dargestellt.

Periodensystem der ElementePeriodensystem der Elemente