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B978-3-437-29695-6.50008-X

10.1016/B978-3-437-29695-6.50008-X

978-3-437-29695-6

Periodensystem der Elemente. Angegeben sind in jedem Kästchen: Elementsymbol, Name, Ordnungszahl und relative Atommasse. Bei den Elementen mit * sind alle bekannten Isotope radioaktiv. Verwendet wurde die neue Nummerierung der Haupt- und Nebengruppen (1 – 18), die alte Nummerierung steht in Klammern. Alle Hauptgruppenelemente sind blau unterlegt, die Edelgase nur blassblau, um sie hervorzuheben. Alle Nebengruppenelemente sind rot unterlegt.

Ausschnitt aus dem Periodensystem. biochemisch wichtige Elemente; pharmakologisch oder toxikologisch bedeutsame Elemente; □ Elemente, die außerdem in Naturstoffen bzw. Lebewesen vorkommen.

Messplatz für die Aufnahme eines Szintigramms. Positronen-Emissions-Tomogramm (PET) nach Injektion von 2-Desoxy-2-18fluor-D-glucose. Beobachtet wird ein Hirntumor (roter Fleck). [L106/T185]

Reihenfolge bei der Auffüllung der Orbitale mit Elektronen: innerhalb der Perioden des Periodensystems (links) und eine Hilfskonstruktion (rechts), um die Auffüllung der Orbitale leichter zu erinnern.

Tab. 2/1
7. Periode 7s1 bis 2 5f1 bis 14 6d1 bis 10 7p1 bis 6
6. Periode 6s1 bis 2 4f1 bis 14 5d1 bis 10 6p1 bis 6
5. Periode 5s1 bis 2 4d1 bis 10 5p1 bis 6
4. Periode 4s1 bis 2 3d1 bis 10 4p1 bis 6
3. Periode 3s1 bis 2 3p1 bis 6
2. Periode 2s1 bis 2 2p1 bis 6
1. Periode 1s1 bis 2

Zahlenordnung im Periodensystem der Elemente, abgeleitet aus der maximalen Besetzung der Elektronenschalen.

Tab. 2/2
Schale Maximale Besetzung der Orbitale mit e s p d f Gesamtzahl der Elektronen einer Schale Zerlegung der Gesamtzahl in Zahlenfaktoren
1. 2 2 2 = 2 · 1 · 1
2. 2 + 6 8 8 = 2 · 2 · 2
3. 2 + 6 + 10 18 18 = 2 · 3 · 3
4. 2 + 6 + 10 + 14 32 32 = 2 · 4 · 4
5. 2 + 6 + 10 + 14 32 (unvollständig)
6. 2 + 6 + 10 18 (unvollständig)
7. 2 + 6 8 (unvollständig)
Summe: 118 (= Zahl der bisher bekannten Elemente)

Massenanteil wichtiger Hauptgruppenelemente im menschlichen Körper.

Tab. 2/3
Element Symbol Anteil in %
Sauerstoff O 61
Kohlenstoff C 23
Wasserstoff H 10
Stickstoff N 2,6
Calcium Ca 1,4
Phosphor P 1,1
Schwefel S 0,2
Kalium K 0,2
Natrium Na 0,14
Chlor Cl 0,12
Magnesium Mg 0,03
Andere 0,21

Biochemisch wichtige Nebengruppenelemente (Gesamtmenge im Körper eines 70 kg schweren Erwachsenen).

Tab. 2/4
Element Symbol Gesamtmenge Aufgabe
Eisen Fe 4 – 5 g Wichtiges Element bei Redoxvorgängen in der Zelle (Cytochrome) und für den O2-Transport im Hämoglo­bin.
Zink Zn 1,4 – 2,3 g Essenzielles Element für Wachstum, Reifung, Kohlen­hydrat- und Proteinstoffwechsel. Wichtig für DNA- und RNA-Bildung und den Hormonstoffwechsel. Es ist z. B. in der Speicherform des Insulins enthalten.
Kupfer Cu 75 – 100 mg Bestandteil vieler Oxidasen, spielt z. B. bei der Mela- nin-(Hautfarbstoff-)Synthese eine Rolle.
Mangan Mn 12 – 20 mg Rolle bei der Bildung von Kollagen und Glykosamino- glykanen. Es wird für die Blutgerinnung benötigt, bei seinem Fehlen verlängert sich die Prothrombinzeit.
Molybdän Mo 5 – 9 mg Wichtig in der Atmungskette als Bestandteil der Flavoproteine, Xanthin-Oxidase.
Cobalt Co 1 – 1,5 mg Bestandteil von Vitamin B12.
Chrom Cr 0,6 – 1,4 mg Phosphogluco-Mutase, Insulinwirkung.

Pharmakologisch und toxikologisch wichtige Elemente.

Tab. 2/5
Element Symbol Wirkung/Verwendung
Lithium Li Spurenelement, Behandlung manisch-depressiver Erkrankungen
Aluminium Al Spurenelement, Wundbehandlung, essigsaure Tonerde, fördert ver­mutlich Altersdemenz
Arsen As Spurenelement, Umweltgift
Nickel Ni Kontaktdermatitis
Chrom Cr Spurenelement, Allergien
Cadmium Cd Spurenelement, Umweltgift, Östrogene Wirkung (Metalloestrogen)
Barium Ba wasserlösliche Salze sind starke Gifte, unlösliches Bariumsulfat (Bariumbrei) dient als Röntgen-Kontrastmittel
Quecksilber Hg Umweltgift
Blei Pb Umweltgift
Iod I Spurenelement, Desinfektionsmittel
Platin Pt zur Behandlung von Krebs (Cisplatin)
Xenon Xe Edelgas, schonende Narkose bei gleichzeitiger Schmerzhemmung

Einige biochemisch und medizinisch wichtige Radioisotope.

Tab. 2/6
Isotop t 1/2 Strahlung Anwendung
3H 12,3 a β Tracer
14C 5730 a β Tracer
18F 110 min β Diagnose (PET)
32p 14,3 d β Tracer, Strahlentherapie (Knochen)
35S 87 d β Tracer, Tumordiagnostik
60Co 6,2 a β, γ Strahlentherapie
68Ga 68 min β Diagnose (PET)
90Sr 28 a β Strahlentherapie
90Y 64 h β Strahlentherapie
99mTc 6 h γ Diagnostik (Szintigrafie)
123I 13 h γ Radioiodtest (Schilddrüse)
125I 60 d γ Tracer für Proteine (in vitro)
131I 8 d β, γ Radioiodtherapie (Schilddrüse)
222Rn 3,8 d α Kurzwecke (Radonquelle)
226Ra 1622 a α Strahlentherapie
238U 4,5 · 109 a α (β γ) zur Herstellung von Transuranen

a = Jahre, d = Tage, h = Stunden, min = Minuten

Periodensystem der Elemente

Orientierung

Für die chemischen Elemente, die am Aufbau der Materie beteiligt sind, gibt es eine periodische Ordnung. Diese basiert auf der Anzahl der Protonen im Kern und den Elektronen in der Elektronenhülle der Atome. In dieser Hinsicht sind alle Elemente verschieden. Unter den vielen Elementen gibt es einige, die in ihren chemischen Eigenschaften jeweils ähnlich sind (z. B. Natrium/Kalium oder Chlor/Brom), während andere erhebliche Unterschiede aufweisen (z. B. Natrium/Chlor). Wenn Sie die innere Ordnung, die sich hier abbildet, kennenlernen, werden Ihnen die Elemente nicht mehr als eine ungeordnete Sammlung erscheinen.

Antwort erhalten Sie u. a. auf folgende Fragen:

  • Welches Ordnungsprinzip liegt dem Periodensystem zugrunde?

  • Welche Bedeutung haben Perioden und Gruppen?

  • Welche Elemente sind medizinisch wichtig und wo stehen sie im Periodensystem?

  • Welchen Anteil haben bestimmte Elemente im menschlichen Körper?

  • Was sind Radioisotope und welche Rolle spielen sie in der Diagnostik und Therapie?

Übersicht und Historisches

Man kennt heute 118 chemische Elemente (Ordnungszahlen 1 bis 118). Elemente bis zur Ordnungszahl 92 (Uran) kommen in der Natur vor. Elemente mit höheren Ordnungszahlen können nur künstlich, d. h. durch kernchemische Synthesen, in einem Atomreaktor oder Zyklotron „erbrütet” werden. Das Periodensystem hat also eine Obergrenze, die mit der Instabilität der größer werdenden Atomkerne zusammenhängt. Alle bekannten Isotope der Elemente ab der Ordnungszahl 84 sind radioaktiv, zusätzlich die beiden Elemente 43 (Technetium, Tc) und 61 (Promethium, Pm), die es heute in der Natur nicht mehr gibt.
Die Elemente werden in einem Schema angeordnet, das man Periodensystem nennt. Früher war man der Meinung, dass mit steigender Ordnungszahl auch die Atommasse regelmäßig zunehme. Heute weiß man, dass es wegen der natürlichen Isotopenverteilung Ausnahmen gibt (siehe z. B. Tellur/Iod). Daher bestimmt nicht die Atommasse, sondern allein die Protonen- bzw. Elektronenzahl in den Atomen die Reihenfolge der Elemente und die Elektronenkonfiguration die Anordnung in Perioden und Gruppen.
L. Meyer und D. Mendelejew entdeckten 1869 die Ordnung der Elemente durch eingehendes Studium ihrer chemischen Eigenschaften. Ihre Beobachtungen zur Periodizität der Elemente waren so fundiert, dass sie sogar die Existenz bis dahin unbekannter Elemente vorhersagen konnten.

Beschreibung des Aufbaus

Periodensystem

Abbildung 2/1 zeigt das Periodensystem der Elemente. In jedem Kästchen stehen das Elementsymbol und darüber der Name des Elementes. Links unten an jedem Elementsymbol steht die Ordnungszahl, die der Kernladungszahl entspricht ( Kap. 1.2). Über dem Elementsymbol steht die relative Atommasse ( Kap. 1.5). In chemischen Formeln und Gleichungen finden nur die Elementsymbole Verwendung.
Die Elemente stehen in waagerechten Reihen, die Perioden heißen. Die Reihen eins bis sieben heißen 1. bis 7. Periode. Die senkrechten Reihen der Elemente nennt man Gruppen. Diese unterteilen sich in Hauptgruppen (1, 2, 13 – 18) und Nebengruppen (3 – 12). Zu den Nebengruppen gehören auch die je 14 Elemente der Lanthanoide und Actinoide, die dem Lanthan (57La) bzw. Actinium (89Ac) folgen. Früher gebräuchliche Gruppenbezeichnungen (römische Zahlen) sind im Periodensystem (Abb. 2/1) in Klammern angegeben. Einige der Transactinoiden mit der Ordnungszahl 113 bis 118 sind in ihrer Existenz noch nicht anerkannt, weil der Nachweis auf nur wenigen Atomen mit extrem kurzer Halbwertszeit beruht. Ihre Eigenschaften kennt bisher niemand und sie haben noch keinen Namen.

Die waagerechten Reihen im Periodensystem heißen Perioden, die senkrechten Gruppen.

Elektronenkonfiguration als Wegweiser

Elektronen-konfiguration

Besetzung der Schalen.
Unter Beachtung der Regeln für den Aufbau der Elektronenhülle ( Kap. 1.6) lässt sich für jedes Element die Elektronenkonfiguration angeben, wobei die Atomorbitale der einzelnen Schalen nach steigendem Energieinhalt besetzt werden.
  • Die 1. Schale ist mit zwei s-Elektronen (1s2) schon voll besetzt, entsprechend findet man in der ersten Periode nur die Elemente Wasserstoff (H) und Helium (He).

  • Die 2. Schale vermag maximal acht Elektronen (2s2 2p6) aufzunehmen. Bei den Elementen der 2. Periode werden vom Lithium zum Neon die Orbitale der 2. Schale nacheinander mit Elektronen aufgefüllt.

  • Die 3. Schale wird vom Natrium bis zum Argon zunächst mit bis zu acht Elektronen (3s2 3p6) besetzt (Elemente der 3. Periode).

  • Jetzt erfolgt die Aufnahme von ein und zwei 4s-Elektronen in die 4. Schale (Elemente Kalium und Calcium), bevor die nächsten 10 Elektronen die noch freien d-Orbitale (maximal 3d10) der 3. Schale besetzen. Am Ende dieses Prozesses steht das Zink. Erst dann erfolgt die Ergänzung der 4. Schale bis zum Krypton (4s2, 4p6). Insgesamt gehören 18 Elemente zur 4. Periode.

Dieses „Einschieben” von Elementen durch das Auffüllen innen liegender Schalen wiederholt sich in den höheren Perioden in ähnlicher Weise (Tab. 2/1). In der 6. und 7. Periode müssen zusätzlich die Lanthanoide (= seltene Erden) und die Actinoide eingeschoben werden, die durch die Auffüllung der 4f- und 5f-Orbitale (maximale Besetzung: 4f 14 bzw. 5f 14) gekennzeichnet sind, obwohl sich schon Elektronen in der 6. und 7. Schale befinden.
Darstellung der Reihenfolge.
Die Elektronenkonfiguration mit ihrem gesetzmäßigen, wiederkehrenden Raster innerhalb der Perioden (Tab. 2/1) ist gewissermaßen der quantenmechanische Wegweiser durch das Periodensystem. Die Reihenfolge der Auffüllung der Orbitale ist beim Durchgang durch die Perioden (Tab. 2/1, links) schlecht zu merken. Dazu gibt es in der rechten Spalte, von unten beginnend, eine Hilfe. Folgt man den schrägen blauen Pfeilen bei 1s beginnend jeweils bis zur Spitze und geht dann zum Anfang des nächsten Pfeils, so ergibt sich die Reihenfolge der Besetzung der Elektronenschalen. Auf 2p,3s folgen 3p,4s, bevor es mit 3d weitergeht. Die Perioden sind in Tab. 2/1 von unten nach oben angeordnet, um zu verdeutlichen, dass sich in der ersten Periode die energieärmsten Elektronen befinden und der Energieinhalt der folgenden Elektronen zunehmend größer wird. In Tab. 2/1 (rechte Spalte) beziehen sich die Zahlen in den waagerechten Reihen nicht auf die Perioden. Die Ziffern entsprechen den Hauptquantenzahlen (n = 1, 2, 3 usw.).

Hauptgruppen- und Nebengruppenelemente

Elemente, die Elektronen in der äußeren Schale aufnehmen, bezeichnet man als Hauptgruppenelemente. Dies ist bei den Elementen der Gruppen 1, 2 sowie 13 – 18 der Fall.

Hauptgruppen

Oktett

Hauptgruppen.
Die Elemente einer Hauptgruppe stimmen in der Zahl ihrer Valenzelektronen überein. Die Elemente aus Gruppe 1 (Alkalimetalle) verfügen über ein Valenzelektron, die aus Gruppe 2 (Erdalkalimetalle) über zwei, die aus Gruppe 13 über drei Valenzelektronen. Bei den Elementen der Gruppe 18 (Edelgase) sind es acht Valenzelektronen mit Ausnahme des Heliums, das nur zwei Valenzelektronen aufweist. Acht Valenzelektronen (s2p6) sind ein Oktett, das sich als eine besonders stabile Elektronenkonfiguration erweist (Oktettregel). Bei den Elementen von Gruppe 13 bis 18 entspricht die zweite Ziffer in der Gruppennummer der Zahl der Valenzelektronen.
Da die Valenzelektronen die chemischen Eigenschaften der Elemente bestimmen, liegt es nahe, dass die Elemente einer Hauptgruppe ähnliche Eigenschaften besitzen und sich damit deutlich von den Elementen anderer Hauptgruppen abgrenzen lassen. Zu dieser Schlussfolgerung sind wir über die Elektronenkonfiguration gelangt. Bei der Aufstellung des Periodensystems im Jahre 1869 wusste man jedoch noch nichts von Elektronen und Orbitalen, sondern hatte beobachtet, dass mit zunehmender Atommasse nach einer gewissen Anzahl von Elementen wieder eines mit ähnlichen Eigenschaften folgte. Diese Periodizität der Eigenschaften ist eng mit dem Aufbau der Elektronenschalen verknüpft.

Das Periodensystem entsteht durch Reihung der Elemente nach steigender Ordnungszahl und Zusammenfassung chemisch verwandter Elemente in Gruppen.

Die Hauptgruppenelemente haben gemeinsame Eigenschaften, man kennzeichnet sie zusätzlich durch triviale Gruppennamen:
Gruppe 1 (Li, Na, K, Rb, Cs)= Alkalimetalle(1 Valenzelektron)
Gruppe 2 (Be, Mg, Ca usw.)= Erdalkalimetalle(2 Valenzelektronen)
Gruppe 13 (B, Al usw.)= Erdmetalle(3 Valenzelektronen)
Gruppe 14 (C, Si, Ge usw.)= Kohlenstoffgruppe(4 Valenzelektronen)
Gruppe 15 (N, P, As usw.)= Stickstoffgruppe(5 Valenzelektronen)
Gruppe 16 (O, S, Se usw.)= Chalkogene(6 Valenzelektronen)
Gruppe 17 (F, Cl, Br, I usw.)= Halogene(7 Valenzelektronen)
Gruppe 18 (He, Ne, Ar, Kr usw.)= Edelgase(8 Valenzelektronen, He: 2)

Nebengruppen

Nebengruppen.
Bleibt die Zahl der Valenzelektronen gleich und werden der Ordnungszahl folgend von einem Element zum nächsten Elektronen in einer innen liegenden Schale hinzugefügt, kommt man zu Nebengruppenelementen (Gruppe 3 – 12). Alle Nebengruppenelemente sind Metalle. Sie besitzen in der Regel zwei Valenzelektronen (ab 4s2) und unterscheiden sich in der Elektronenzahl einer inneren Schale, was vergleichsweise kleine Änderungen in den chemischen Eigenschaften bewirkt. Die Nebengruppenelemente stehen in den Perioden zwischen den Hauptgruppenelementen, sie sind erkennbar Übergangselemente, genauer: Übergangsmetalle.

Alle Nebengruppenelemente sind Metalle.

Richtungsangaben.
Da die Elemente im Periodensystem weltweit nach dem gleichen Schema angeordnet und aufgeschrieben werden (Abb. 2/1), ist es zulässig, von links und rechts sowie oben und unten zu sprechen. Links oben bedeutet z. B., dass man Elemente mit kleiner Ordnungszahl am Anfang einer Periode meint. Die folgenden Definitionen sind damit eindeutig.

Hauptgruppenelemente: Beim Durchlaufen einer Periode von links nach rechts werden äußere Schalen mit Elektronen aufgefüllt.

Nebengruppenelemente: Beim Durchlaufen einer Periode von links nach rechts werden innere Schalen mit Elektronen aufgefüllt.

Zahlenordnung im Periodensystem.
Durch das Periodensystem der Elemente wird eine Ordnung in die Materie gebracht. Greifen wir nochmals auf das Schalenmodell zurück, dann benötigt man eine bestimmte Anzahl Elemente, bis eine Schale mit Elektronen voll besetzt ist (Tab. 2/2). Bei den 118 bekannten Elementen ist dies nur bis zur 4. Schale gegeben. Ab der 5. Schale ist die Besetzung unvollständig, weil es keine Elemente gibt, deren Elektronen in der 5. Schale nach 5f ein weiteres Energieniveau auffüllen. Bei der 6. und 7. Schale fällt die unvollständige Besetzung noch deutlicher ins Auge.
Zerlegt man die Gesamtzahl der Elektronen einer vollständigen Schale in einfache Zahlenfaktoren (Tab. 2/2, rechts), dann scheint sich ein Naturgesetz abzubilden. Innerhalb der Schalen fällt immer wieder die „Oktave” (2 + 6) auf, d. h., bei acht Valenzelektronen stößt man auf die wenig reaktiven Edelgase. Lediglich am Anfang folgt auf den hoch reaktiven Wasserstoff gleich das reaktionsträge Edelgas Helium, das mit zwei Valenzelektronen die Stabilität erreicht, die nachfolgend für eine Achterschale typisch ist. Der charakteristische Reaktivitätsunterschied entwickelt sich in den anderen Perioden über acht Stufen ( Kap. 3).
Der Wasserstoff an der Spitze einer Art Halbpyramide (Tab. 2/2, zweite Spalte) ist ein kosmisches Element und steht am Anfang aller Materiebildung, die im Verlauf durch Kernfusion und Kernspaltung zu den anderen Elementen führt. Je weiter man nach unten kommt, desto schwerer, erdgebundener wird die Materie, bis ein Punkt erreicht ist, wo sie durch Aussendung von Strahlung zerfällt. Die Basis der Halbpyramide zerstrahlt gewissermaßen, nur an der Spitze ist das System stabil, d. h. dort, wo sich das Eingangstor zur Materie befindet. Die für die Lebensprozesse neben Wasserstoff wichtigsten Elemente (C, N, O) findet man nahe diesem Tor.

Biochemisch und medizinisch wichtige Elemente

Periodensystem des Lebens

Von den 81 stabilen Elementen des Periodensystems bilden etwa 20 die materielle Basis für die Lebewesen auf der Erde. Sie beteiligen sich in der Regel nicht in elementarer Form an den Lebensprozessen, sondern als Bestandteil chemischer Verbindungen (Ausnahmen: Sauerstoff und Stickstoff in der Atmosphäre). Vereinfacht man das Periodensystem der Elemente zu einem Periodensystem des Lebens” (Abb. 2/2), fällt auf, dass die Mehrzahl der Lebenselemente in den ersten vier Perioden bis zum Zink (30Zn) angesiedelt ist. Mit steigender Ordnungszahl sind viele Elemente in Form ihrer wasserlöslichen Verbindungen starke Gifte, z. B. Barium (Ba), Quecksilber (Hg) oder Blei (Pb), und sie bedrohen das Leben durch die ab Element 84 hinzukommende Radioaktivität.
Chemische Evolution.
Während der Evolution mussten lebensnotwendige Elemente zwei Bedingungen erfüllen: Verfügbarkeit in der Umwelt (Bioverfügbarkeit) und die Fähigkeit, Verbindungen zu bilden, die Lebensprozesse ermöglichen und fördern (Gestalt- und Stoffwechseldynamik). Die Bioverfügbarkeit wird u. a. von dem Anteil der Elemente in der Biosphäre bestimmt und von der Tendenz, sich z. B. aus Mineralien mit Wasser herauszulösen. Schlecht verfügbar sind z. B. die in der Erdrinde sehr häufigen Elemente Aluminium, Silicium und Titan, die als wasserunlösliche Oxide vorkommen. Dagegen sind die gut wasserlöslichen Alkali- und Erdalkalisalze (z. B. NaCl, KCl, MgCl, CaCl: Natrium-, Kalium-, Magnesium-, Calciumchlorid) gut verfügbar und für Stoffwechselprozesse sehr wichtig.

Elementhäufigkeit im menschlichen Körper

Die am Aufbau des menschlichen Körpers beteiligten Hauptgruppenelemente zeigt Tabelle 2/3. Man muss dazu wissen, dass der Mensch zu etwa 60 % aus Wasser besteht und die Körpersubstanz überwiegend organischer und nur zu 5 % mineralischer Natur ist. Am häufigsten sind die Elemente Sauerstoff, Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff. Metalle in Form ihrer Kationen sind z. B. für die Osmoregulation der Zellen, für die Potenzialbildung an Membranen und für katalytische Prozesse unentbehrlich. Magnesium (als Mg2) wird z. B. für Reaktionen benötigt, an denen energiereiche Nucleosidtriphosphate (z. B. ATP) beteiligt sind ( Kap. 17.4). Calcium (als Ca2) ist ein wichtiger sekundärer Boten- stoff in der Zelle. Natrium(Na)- und Kalium(K)-Kanäle spielen für den Ionentransport und bei der Nervenreizleitung eine wichtige Rolle. Phosphor taucht in den Phosphaten auf sowie beim ATP und ist ein bedeutendes Hilfselement im Zuckerstoffwechsel.
Vermutlich hat es die Natur im Laufe der Evolution erst „gelernt”, einzelne Elemente für bestimmte Aufgaben optimal zu nutzen. Dies gilt insbesondere für diejenigen Nebengruppenelemente, die für die Funktion bestimmter Enzyme unerlässlich sind (Tab. 2/4).

Spurenelemente

Spurenelemente.
Lebensnotwendige Nebengruppenelemente müssen in Form geeigneter Verbindungen regelmäßig mit der Nahrung bzw. dem Trinkwasser aufgenommen werden und entfalten ihre Bedeutung niemals in elementarer Form, sondern als Ionen oder in Verbindungen. Da die pro Tag benötigte Menge vergleichsweise gering ist, spricht man von Spurenelementen. Sie haben für die Aufrechterhaltung der Lebensfunktionen eine ähnliche Bedeutung wie Vitamine. Zu den Spurenelementen gehören auch Fluor, Iod und Selen.

Elemente mit verschiedener Bedeutung

Neben den Elementen mit bekannter Funktion gibt es andere, deren Bedeutung noch unklar ist (z. B. Aluminium, Silicium, Arsen). Außerdem sind Elemente zu nennen, deren Verbindungen in der Diagnostik oder Therapie angewandt werden oder uns als Umweltgifte gefährden (Tab. 2/5).
Hier sind die Grenzen jedoch fließend, weil positive oder negative Wirkung von den Konzentrationen der Stoffe abhängen, mit der diese Elemente auf den menschlichen Körper einwirken. Arsen-, Zinn- oder Bleiverbindungen z. B. sind in höherer Konzentration giftig – in niedriger (homöopathischer) Dosierung werden sie zur Therapie verwendet.
Zahl und Bedeutung von Umweltgiften haben seit Beginn der Industrialisierung stark zugenommen, besonders stark im letzten Jahrhundert. Schleichende Schäden und Beeinträchtigungen des Lebens in unvorhersehbarer Weise, wie es sich z. B. in der Zunahme von Allergien zeigt, sind unvermeidlich. Obwohl die gesundheitliche Gefährdung heute bekannt ist und der Umweltschutz einen hohen Stellenwert bekommen hat, wird über die Grenzwerte einzelner Chemikalien z. B. im Trinkwasser aus ökonomischen Gründen immer wieder gestritten.

Radioisotope

Radioaktivität

Radioaktivität.
Bestimmte Elemente enthalten instabile Atomkerne, die ohne äußeres Zutun unter Aussendung von Strahlung zerfallen. Diese Elemente sind radioaktiv. Der Kernzerfall wurde 1896 von Becquerel entdeckt. 1898 isolierte Marie Curie in mühevoller Arbeit geringe Mengen des radioaktiven Elementes Radium.
Natürliche radioaktive Elemente können drei verschiedene Arten von Strahlen aussenden:
  • 1.

    α-Strahlen, die aus positiv geladenen Heliumkernen (42He2) bestehen.

  • 2.

    β-Strahlen, die aus Elektronen (e) bestehen (β). Sie kommen aus dem Atomkern durch den Zerfall eines Neutrons in ein Proton und ein Elektron (n → p + e).

  • 3.

    γ-Strahlen, eine energiereiche elektromagnetische Strahlung.

Strahlenarten

Reichweite und Durchdringungsfähigkeit nehmen in der Reihenfolge α → β →γ zu. Die Energie der Strahlung ist sehr unterschiedlich, man unterscheidet „harte” und „weiche” Strahlung. α- und β-Strahlen sind besonders gefährlich, wenn sie in den Körper eindringen und auf ihrem Weg Gewebe schädigen. Allgemein gilt: Je energiereicher die Strahlung, desto größer ist die Wahrscheinlichkeit, dass Biomoleküle sich in ihrer Funktion unkontrolliert und irreversibel verändern.
Bei den künstlich, d. h. in einem Zyklotron hergestellten, radioaktiven Elementen gibt es auch solche (z. B. 18F, 68Ga), die Positronen-Strahlen) aussenden. Positronen sind die Antiteilchen zu den Elektronen. Die Positronen-Emissions-Tomographie (PET) nutzt diese Strahlung für die Diagnose.

Halbwertszeit

Halbwertszeit.
Radioaktive Elemente haben eine begrenzte Lebensdauer. Man definiert die Halbwertszeit (t1/2) als diejenige Zeit, in der die Hälfte einer bestimmten Zahl radioaktiver Atome zerfallen ist. Dies bedeutet, wenn ein radioaktives Element eine Halbwertszeit von 1 Jahr hat, dass von 1000 Atomen dieses Elementes nach 1 Jahr noch 500 vorhanden sind, nach 2 Jahren noch 250, nach 3 Jahren noch 125 usw. Die Abnahme der Atome folgt einer e-Funktion ( Kap. 12.2.1). Mit Hilfe der Halbwertszeit kann man eine Vorstellung gewinnen, welche Lebensdauer radioaktives Material hat, bis seine Strahlung keine Gefährdung mehr darstellt. Die Halbwertszeit einzelner Radioisotope lässt sich nicht vorhersagen, die Werte differieren von wenigen Sekunden bis zum Alter der Erde (238U).

Radioisotope

Im Periodensystem (Abb. 2/1) sind Elemente, die nur radioaktiv vorkommen, mit einem Stern markiert. Gemäß den Halbwertszeiten von Radium und Radon (Tab. 2/6) dürfte es diese Elemente auf der Erde nicht mehr geben. Sie werden jedoch beim Zerfall des langlebigen 238Urans in einer sehr komplexen Zerfallsreihe ständig nachgebildet.

Spaltung oder Fusion?

Bei der Spaltung von schweren Atomkernen wird wesentlich mehr Energie frei als bei chemischen Reaktionen, die nur zu Veränderungen in der Elektronenhülle der Atome führen. In Kernreaktoren wird natürliches Uran (überwiegend 23892U), das mit 23592U angereichert ist, verwendet. Durch langsame Neutronen wird letzteres in Elemente mit kleinerer Ordnungszahl gespalten.
Beispiel:92235U+01n3690Kr+56144Ba+201n+Energie

Kernspaltung

Bei der Kernspaltung werden mehr Neutronen frei als eingesetzt, d. h., ohne eine wirksame Neutronenkontrolle käme es zur Kettenreaktion, d. h. zur Explosion. Die bei der Kernreaktion entstehende Wärmeenergie wird abgeleitet und mittels Dampfturbinen zur Stromerzeugung genutzt. 1 g 23592U liefert so viel Energie wie ca. 2,7 t Steinkohle bei der Verbrennung. Probleme bei der Nutzung der Kernenergie sind die Beschaffung von spaltbarem Material und die Tatsache, dass die Spaltprodukte radioaktiv sind und irgendwo über Jahrzehnte und Jahrhunderte (je nach Halbwertszeit) gelagert werden müssen.

Kernfusion

Bei der Kernfusion werden zwei leichte Atomkerne zu einem größeren verschmolzen, z. B. kann aus Wasserstoff Helium entstehen, ein Prozess, der in der Sonne abläuft. Die freigesetzte Energie pro Gramm Brennstoff ist bei der Fusion etwa viermal größer als bei der Kernspaltung. Um Atomkerne zu verschmelzen, werden hohe Temperaturen (108 K) benötigt. Aus Wasserstoff entsteht dabei ein sog. Plasma gasförmiger Protonen und Elektronen, die durch elektromagnetische Felder zusammengehalten werden müssen. Das Problem dieser thermonuklearen Reaktion auf der Erde liegt darin, die Energie aus dem Reaktionszentrum geordnet abzuleiten. Es gibt kein Material, das den hohen Temperaturen standhält. Außerdem entsteht bei der Kernfusion viel Strahlung, die die Umgebung belastet, d. h. „ansteckende” Wirkung auf Atome anderer Elemente hat, die normalerweise nicht radioaktiv sind.
Das Leben auf der Erde ist an einen gewissen Anteil natürlicher Radioaktivität gewöhnt und angepasst. Erst was darüber hinausgeht, wirkt Leben zerstörend. Leider hat der Mensch kein Organ, mit dem er radioaktive Strahlung wahrnehmen kann. Ein Zuviel an Strahlung wird erst bemerkt, wenn es zu spät ist.
Radioisotope.
Von den Elementen mit kleinerer Ordnungszahl existieren nebeneinander stabile und instabile radioaktive Isotope (Beispiele Tab. 1/3). Besprochen werden sollen die Radioisotope 31H (Tritium) und 146C, die beide in kleinen Mengen unter der Einwirkung von Neutronen (Bestandteil der Höhenstrahlung) aus Stickstoff (147N) hervorgehen.
7 14 N + 0 1 n 6 14 C * + 1 1 H 7 14 N + 0 1 n 6 12 C * + 1 3 H *
Tritium und 146C werden in der biochemischen und medizinischen Forschung verwendet, z. B. um dem Weg nachzuspüren, den bestimmte Moleküle (Arzneistoffe, Biosynthese-Vorläufer, Agrarchemikalien) im Stoffwechsel von Mensch, Tier und Pflanze oder im Erdboden nehmen (Tracer-Methoden). Dazu ersetzt man in einem organischen Molekül einen Teil der stabilen Isotope 126C bzw. 11H durch die Radioisotope 31H bzw. 146C; das Molekül ist dann radioaktiv markiert. Die Enzyme des Stoffwechsels können in der Regel nicht zwischen den Isotopen eines Elementes unterscheiden. So lässt sich der Weg markierter Moleküle in bestimmte Organe durch Messung der Radioaktivität verfolgen. In der lebenden Pflanze ist der Anteil von 146C im Zellmaterial durch die ständige Aufnahme von CO2 aus der Luft konstant. Stirbt die Pflanze ab, nimmt der Anteil an 146C entsprechend seiner Halbwertszeit (5730 Jahre) ab. Durch Messung der Radioaktivität kann damit das Alter von totem Pflanzenmaterial bis zu mehreren Tausend Jahren zurückbestimmt werden (Radiocarbon-Methode).

Tracer-Methoden

Radioisotope in der Diagnostik

Neben den natürlichen Radioisotopen gibt es zahlreiche künstliche, die durch kernchemische Synthesen hergestellt werden und in der medizinischen Diagnostik eine bedeutende Rolle spielen (Tab. 2/6). Das verwendete Radioisotop muss als Teil einer chemischen Verbindung (Radiopharmakon) bestimmte Zielorgane erreichen, so dass diese dann mit geeigneten Bildgebungsverfahren sichtbar gemacht werden können (Abb. 2/3). Um die Strahlenbelastung der Patienten niedrig zu halten, sollten die verwendeten Radioisotope eine kurze Halbwertszeit haben und möglichst weiche Strahlung aussenden.
99mTc (m = metastabil) stellt zurzeit das mit Abstand am häufigsten verwendete Radioisotop in der In-vivo-Diagnostik dar. Es wird aus radioaktivem 99Molybdän in einem speziellen „Generator” ständig gebildet und vom Molybdän vor der Verwendung abgetrennt. 99mTc geht in kurzer Zeit durch γ-Strahlung in das längerlebige 99Tc über, das als weicher β-Strahler nicht mehr gefährlich ist.

Szintigraphie

Die Szintigraphie ist eine nuklearmedizinische Untersuchung, die Aufschluss über den physiologischen Zustand verschiedener Gewebe gibt. Es werden kurzlebige radioaktive Stoffe verabreicht, die vom Gewebe mehr oder weniger stark aufgenommen und verstoffwechselt werden. Die Zu- und Abnahme der ausgesandten Strahlung wird gemessen (Abb. 2/3).

Bor und Yttrium in der Strahlentherapie

Zur Zerstörung von Krebsgewebe setzt man die Strahlung ein, die von Radioisotopen (z. B. 60Co) ausgeht. Zwei Verfahren, die sich noch in der Entwicklung befinden, verwenden 10B (Bor) bzw. 90Y (Yttrium).
Das natürlich vorkommende Element Bor (Gruppe 13) ist eine Mischung aus den Isotopen 10B (etwa 20 %) und 11B (etwa 80 %). Beide Isotope sind stabil und können getrennt werden. Für die Therapie geeignet ist nur das 10B, denn es fängt leicht thermische Neutronen ein und zerfällt dann in ein α-Teilchen (4He-Kern) und einen 7Li-Kern. Die Kernteilchen haben eine Reichweite von etwa einem Zelldurchmesser und geben auf dieser Strecke ihre gesamte Energie ab, die starke Zellschäden verursacht. Aus dieser besonderen Eigenschaft von 10B wurde die Bor-Neutronen-Einfang-Therapie (BNCT) entwickelt und z. B. bei Gehirntumoren eingesetzt. Voraussetzung ist, dass sich genügend 10B-Atome im Tumorgewebe befinden, und zwar nur dort. Dieses Problem ist noch nicht befriedigend gelöst.
Yttrium ist ein seltenes Erdmetall (Gruppe 3). Das radioaktive Isotop 90Y ist ein β-Strahler mit einer Halbwertszeit von 64,5 Stunden. Es wird vor der Anwendung aus 90Sr (Strontium) frisch hergestellt und dann als Kation an einen Chelator ( Kap. 10.3) gebunden, der mit tumorspezifischen monoklonalen Antikörpern verknüpft ist. Die Antikörper tragen das Radioisotop an den Tumor, die ausgesandte Strahlung zerstört das Tumorgewebe.

Checkliste

Folgende Bezeichnungen/Begriffe sollten Sie erklären oder definieren (s. a. Glossar) und – wo möglich – Abkürzungen oder Beispiele angeben können:

Periodensystem – Perioden – Hauptgruppen – Nebengruppen – Quantenzahlen – Elektronenkonfiguration – Valenzelektronen – Oktett – Übergangsmetalle – Periodensystem des Lebens – Spurenelemente – Radioisotope – Radioaktivität – Halbwertszeit.

Aufgaben

  • 1.

    Wie viele chemische Elemente sind bekannt und wie viele davon kommen in der Natur vor?

  • 2.

    Wie ist das Periodensystem aufgebaut?

  • 3.

    Wodurch bestimmt sich die Reihenfolge, in der die Orbitale der Elemente mit Elektronen aufgefüllt werden? Geben Sie diese Reihenfolge bis zur 4. Periode (einschließlich) an.

  • 4.

    Wie viele Valenzelektronen besitzen Mg, S, P, I? Welchen Namen haben die Elemente? Zu welcher Gruppe gehören sie? Welches dieser Elemente ist ein Metall?

  • 5.

    Was sind Nebengruppenelemente? Nennen Sie fünf biochemisch wichtige Nebengruppenelemente! Wie viele Valenzelektronen haben die Nebengruppenelemente in der Regel? Welche Eigenschaft haben sie gemeinsam?

  • 6.

    Wie viele Elemente enthält das „Periodensystem des Lebens” ungefähr?

  • 7.

    Welche vier Elemente haben im menschlichen Körper den größten Massenanteil?

  • 8.

    Welche vier Hauptgruppenelemente aus den Gruppen 1 und 2 sind biochemisch von herausragender Bedeutung? Sind es Metalle oder Nichtmetalle?

  • 9.

    Nennen Sie die Elemente der Gruppen 1 und 17! Welche zusätzliche Bezeichnung haben diese Hauptgruppenelemente? Welches ist die Elektronenkonfiguration der Valenzschale?

  • 10.

    Welches Nebengruppenelement hat den größten Massenanteil im menschlichen Körper? Wo spielt es eine Rolle? Welche Elektronenkonfiguration hat es?

  • 11.

    Was sind Spurenelemente? Nennen Sie zwei Metalle und zwei Nichtmetalle! Wie kommen sie vor?

  • 12.

    Nennen Sie drei Elemente, die selbst oder in Form ihrer Verbindungen toxisch sind!

  • 13.

    Was sind Radioisotope und wofür werden sie in der Medizin verwendet? Nennen Sie drei medizinisch wichtige Radioisotope!

  • 14.

    Nennen Sie je ein Radioisotop der Elemente Wasserstoff, Kohlenstoff und Iod. Verwenden Sie die AZM-Schreibweise aus Kapitel 1.

  • 15.

    Können Enzyme zwischen stabilen und radioaktiven Isotopen eines Elementes unterscheiden?

  • 16.

    Was ist Tritium und warum wird es in der Strahlentherapie nicht verwendet?

  • 17.

    Warum bergen die Herstellung, Anreicherung, Verwendung, Rückgewinnung und Lagerung von Radioisotopen ein großes Gefahrenpotenzial in sich?

  • 18.

    Nennen Sie jeweils drei Argumente für bzw. gegen die Nutzung von Kernenergie zur Energiegewinnung.

Bedeutung für den Menschen

Spurenelemente

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