Allgemeine, Anorganische und Organische Chemie für Biologen und Humanbiologen, Skripte von Chemie

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Vorlesung

Allgemeine, Anorganische und

Organische Chemie für Biologen

und Humanbiologen

WS 2010/

2. Auflage

Prof. Dr. A. Greiner

Empfehlung für Lehrbücher:

Chemie für Biologen von H. Follmann, W. Grahn, Teubner

Studienbücher

Chemie für Biologen von H. P. Latscha, U. Kazmaier, Springer

Chemie für Mediziner von A. Zeeck u. a., Urban & Fischer

www.chemie.uni-marburg.de/akgreiner/teaching

Das Skript ist nur für den persönlichen Gebrauch bestimmt.

Vollständige oder auszugsweise Vervielfältigung ist nicht gestattet.

Allgemeine Chemie

Atomaufbau Elektronenhülle Periodensystem Chemische Bindung Schreibweise von Molekülen Bindungen am Kohlenstoff

Einführung:

Hybridisierung Erscheinungsform der Materie Heterogene Gleichgewichte Chemische Reaktionen Salzlösungen Säuren und Basen Oxidation und Reduktion

Anorganische Chemie

Hauptgruppenelemente Nebengruppenelemente

Organische Chemie

Kohlenwasserstoffe: Alkane Cycloalkane Alkene Alkine Aromaten

Einfach funktionelle Gruppen u. deren Reaktionen: Alkanole, Phenole, Ether, Thiole Thioether Amide Aldehyde und Ketone, Acetale Chinone Carbonsäuren, Carbonsäureester

Stereochemie: Carbonsäuren, Carbonsäurechloride, Carbonsäureanhydride, Carbonsäureester Isocycyanate

Spezielle Stoffklassen: Fette, Fettsäuren Aminosäure, Peptide, Kohlenhydrate Heterocyclen, Alkaloide, Biopolymere

Einteilung der Materie:

Heteroge Gemische variabler Zusammen- setzung

Materie

durch physikalische Umwandlung (z.B. Destillation) Filtration / Kristallisation

Homogene Stoffe

Homogene Gemische z. B. Lösungen variabler Zusammensetzung

durch physikalischeUmwandlung Reine Stoffe festerZusammensetzung

Verbindungen durch chemischeUmwandlung Elemente

Chemische Grundgesetze: Das Gesetz von der Erhaltung der Masse (Lavosier, 1785). Bei einer chemischen Reaktion ist die Masse der Produkte gleich der Masse der Ausgangsstoffe (Edukte).

Das Gesetz der konstanten Proportionen (Proust, 1794). Chemische Elemente vereinigen sich in einem konstanten Masseverhältnis.

Das Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton, 1803). Das Gesetz der multiplen Proportionen sagt aus, dass die Massenverhältnisse von 2 Elementen, die sich zu verschiedenen chemischen Substanzen vereinigen, zueinander im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen stehen.

Das Gesetz der chemischen Volumen (Gay-Lussac, 1808). Das Volumenverhältnis gasförmiger aus einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe lässt sich bei gegebener Temperatur und gegebenem Druck durch einfache ganze Zahlen wiedergeben.

Das Avogadrosche Gesetz (Avogadro 1811). Gleiche Volumen idealer Gase enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen.

Atomaufbau

Atome bestehen aus einem Kern und der Elektronenhülle

• Durchmesser eines Atoms = 10-10^ m (= 1 Å = 0,1 nm = 100 pm; 1 μm = 0,001 mm)
• 108 Atome entsprechen ca. 1 cm Länge
• Durchmesser eines Atomkerns = 10-15^ m (= 1 fm (Femtometer))

Tab. 1: Größen und Abstände in Mikro- und Makrokosmos (in Metern)

Atom Durchmesser 10 - Hämoglobin Ausdehnung 10 - Zellkern Durchmesser 10 - Erythrozyten Durchmesser 10 - Mensch Größe 1, Erde Durchmesser 10 7 Sonne Durchmesser 109 Erde – Sonne Abstand 10 11 Weltall Ausdehnung 10 25

Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen. Er wird von der Elektronenhülle umgeben.

Protonen und Neutronen haben etwa die gleiche Masse, Elektronen 1/2000 der Masse eines Protons.

Tab. 2: Ladung und Masse der drei wichtigsten Elementarteilchen

Name Symbol Relative Ladung Rel. Masse Absolute Masse (in g) Proton p +1 1,0073 1,67 · 10 - Neutron N 0 1,0087 1,67 · 10 - Elektron eΘ^ -1 5 · 10-4^ 9,11 · 10-

Der Bezugspunkt für die Masse ist 1/12 der Masse des 12 C-Kohlenstoffatoms.

Der Atomkern ist positiv geladen, die Elektronenhülle negativ.

Chlor Cl 17 35,453 35 Cl, 37 Cl Kalium K 19 39,102 39 K, 40 K, 42 K* Calcium Ca 20 40,08 40 Ca, 45 Ca, 47 Ca Eisen Fe 26 55,847 55 Fe, 56 Fe, 59 Fe Cobalt Co 27 58,932 58 Co, 59 Co, 60 Co Iod I 53 126,904 125 I, 127 I, 131 I Uran U 92 238,029 235 U, 238 U

• Das Nuclid ist radioaktiv.

Atommasse, Stoffmenge, Mol

H-Atom wiegt 1,66 x 10 -24^ g

Für die relative Atommasse ist das Kohlenstoff-Nuclid = 12 der Bezugspunkt.

12 g geteilt durch die absolute Masse = 12 x 1,66 x 10 -24^ g

6,02 x 1023 Atome = Avogadro-Konstante oder Loschmidtsche Zahl

NA = 6,02 x 1023 Teilchen oder Atome oder Moleküle entsprechen 1 Mol

Avogadro-Konstante N (^) A = 6,02 x 1023 mol-

1 Mol eines Elements entspricht der relativen Atommasse in Gramm.

1 Mol einer Verbindung entspricht der relativen Molekülmasse in Gramm.

1 mol CO 2 = 6,02 x 1023 Moleküle CO 2 , Masse = 12,01 g + (2 x 15,93 g) = 43,99 g.

Aufbau der Elektronenhülle

Das Bindungsverhalten von Atomen wird von den Elektronen bestimmt, besonders von Valenzelektronen (Elektronen der äußersten Schale).

In den Atomen entspricht die Zahl der negativen Elektronen in der Elektronenhülle der der positiven Protonen im Kern.

Die Elektronen, die den Atomkern einhüllen, unterscheiden sich in ihrer Energie, je dichter am Kern umso geringer die Energie.

• Hauptniveaus = Schalen K,L,M,N... am Kern (Hauptquantenzahl n)
• Unterniveaus mit der Nebenquantenzahl l sind s, p, d und f l = 0 bis l = n-
• Die Unterniveaus^ l^ können nach Magnetquantenzahlen mL noch weiter aufgeteilt sein, z.B. p = -1,0,+1 entspricht px, p (^) y, pz
• Jedes dieser Niveaus wird durch die Spinnquantenzahl +1/2 oder -1/2 noch einmal geteilt

Kein Elektron eines Atoms darf in allen 4 Quantenzahlen mit einem anderen übereinstimmen (Pauli-Prinzip).

p

aber p

Elektronen können durch Wellenfunktionen beschrieben werden, d. h. sie befinden sich in einem bestimmten Raum mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit = Atomorbitale – Elektronenwahlen.

Man unterscheidet: l = 0, 1, 2, 3 s p d f - Orbitale steigende Energie

Ein Atomorbital kann mit einem oder maximal mit 2 Elektronen besetzt sein. Sie müssen sich mindestens ein einer Quantenzahl unterscheiden (Spin) – Pauli – Prinzip.

Hundsche Regel

Besitzt ein Atom energetisch gleichwertige entartete Elektronenzustände und werden mehrere Elektronen eingebaut, so werden die Orbitale zuerst mit Elektronen einfach mit parallelem Spin besetzt und anschließend paarweise mit antiparallelem Spin: z. B.

Die Elektronenanordnung eines Atoms nennt man Elektronenkonfiguration

Die maximale Elektronenzahl einer Schale (Hauptquantenzahl „n“) = 2 n^2.

Elektronenkonfiguration

→ Kenntnis der Ordnungszahl!

1. Besetzung mit Elektronen beginnt bei dem energieärmsten Niveau z. B. H Z = 1 Konfiguration: 1s^1
2. Mehr als zwei Elektronen pro Unterniveaus sind ausgeschlossen
3. Bei energetisch gleichwertigen Unterniveaus erfolgt die Besetzung nur mit einem Elektron, wobei der Spin parallel ist (Hund-Regel).

Tab. 6: Elektronenkonfiguration und Valenzelektronen einiger Elemente

Element Symbol Z EKonfiguration Valenzelektronen Wasserstoff H 1 1s^1 Helium He 2 1s^2 (2) Lithium Li 3 1s^2 2s^1 Kohlenstoff C 12 1s 2 2s^2 2p^2 Sauerstoff O 8 1s^2 2s^2 2p^4 Stickstoff N 7 1s 2 2s^2 2p^3

Energieniveau-Schema

2px 2py 2pz

Das Periodensystem der Elemente

Das Periodensystem der Elemente wird von 7 Perioden unterteilt in 16 Gruppen ( Hauptgruppen und 8 Nebengruppen).

Die Perioden sind die horizontalen Reihen. Innerhalb einer Periode sind die Elemente von links nach rechts nach steigender Ordnungszahl bzw. Elektronenzahl geordnet.

Elemente, die in einer vertikalen Spalte untereinander stehen, gehören zu einer Gruppe. Sie haben meistens die gleiche Anzahl von Valenzelektronen. Valenzelektronen sind die Elektronen der äußeren Schale, welche zur Bindungsbildung zwischen Atomen genutzt werden. Ihre Art und Anzahl bestimmen ganz wesentlich das chemische Verhalten von Atomen und Molekülen.

Periodizität von Eigenschaften

Atom – und Ionenradien Ionen sind Atome oder Moleküle, die mehr oder weniger Elektronen haben als ihrer Ordnungszahl entsprechend.

Zunahme von Atom- und Ionenradien

Ionenradien sinken

H

Li

Na

K

Be

Mg

Ca (^) Br -

Br

37

152

186

227 197 Ca2+

160 Mg2+

112 Be 30 2+

65

F (^) F - (^64 )

196

111

Li+

Na+

133

98

68

K (^94)

Elektronenaffinität (EA)

Die Elektronenaffinität ist definiert als die Energie, die mit der Elektronenaufnahme durch ein gasförmiges Atom oder Ion verbunden ist.

X + e -^ X -^ Cl + e -^ Cl -^ EA = -3,61 eν.^ mol-

Innerhalb einer Periode nimmt der Absolutwert der EA von links nach rechts zu, innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab.

Ionisierungspotential (IP)

Unter IP versteht man die Energie, die aufgebracht werden muss, um von einem gasförmigen Atom oder Ion ein Elektron vollständig zu entfernen.

Na e -^ Na +^ IP = 5,1 eν.^ mol -

IP nimmt zu Periode

Gruppe IP nimmt ab

Halb besetzte und voll besetzte Energieniveaus sind besonders stabil.

Reduktion Elektronenaufnahme, Wasserstoffreaktion Oxidation Elektronenabgabe, Reaktion mit Sauerstoff

Metallischer und nicht metallischer Charakter der Elemente

Innerhalb einer Periode nimmt der metallische Charakter von links nach rechts ab. Halbmetalle Tb, Si, Ge, As, Te

Metall - hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit

126 C

Reaktionsgleichungen Edukte Produkte (oder Ausgangsstoffe, Reaktionspartner, Reaktanden)

Die Anzahl der Atome eines Elements muss auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung gleich sein z. B. H 2 + Cl 2 Æ 2 HCl + Energie (exotherme Reaktion) Reversible Reaktionen werden mit einem Doppelpfeil gekennzeichnet A + B C

Die Molekülmasse ist die Summe der Atommassen aller Atome eines Moleküls. Sie wird in der atomaren Masseneinheit „n“ angegeben.

HCl = 1 + 35,5 = 36, CH 4 = 12 + 4^.^ 1 = 16

Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol: 1 Mol ist die Stoffmenge eines Systems bestimmter Zusammensetzung, das aus ebenso vielen Teilchen besteht wie Atome in 12/1000 Kilogramm des Nuklids enthalten sind. Die Anzahl der Moleküle pro mol ist die Avogadrozahl NA.

NA = 6,0220943.^ 1023 mol-1^ ≈ 6,022 x 10^23

Beispiele: 1 mol Eisen (Fe) = 55,84 g/mol = 6,022 x 10^23 Atome Fe pro mol

1 mol CH 4 = (1.^ 12,01 + 4.^ 1,00) g = 16,01 g = 6,022 x 10 23 Moleküle Methan pro mol 1 mol NaCl = 58,5 g = 6,022 x 10 23 Moleküle NaCl pro mol.

Bei gasförmigen Stoffen gilt das Mol-Volumen Vm. Bei 0 °C (273,15 k) und 1,013 bar ist der molare Normvolumen Vmn Vm1 = 22,414 L.^ mol-

m M(x)

Stoffmenge n(x) erhält man aus dem Quotienten der Masse m einer Stoffportion und der molaren Masse von X

n(x) = mol

Stoffmengenkonzentrationen c(x) erhält man aus dem Quotienten der Stoffmenge n(x) und dem Volumen V der Lösung

c(x) = n(x)V^ mol/m^3 oder mol/L

bezogen auf 1 Liter = Molarität.

HCl-Lösung mit C = 0,5 mol/L enthält 0,5 mol HCl in 1 Liter Lösung = 0,5 x (39,10 + 35,45). HCl M = 1 + 35 = 36 g/mol H 2 SO 4 M = 2.^ 1 + 32 + 4.^ 16 = 98 g/mol NaOH M = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol HCl + NaOH H 2 O + NaCl H 2 SO 4 + 2 NaOH 2 H 2 O + Na 2 SO (^4)

Die Äquivalenzkonzentrationen

• 1 Äquivalent einer Säure ist die Säuremenge, die 1 mol Protonen (H+^ ) abgeben kann.
• 1 Äquivalent einer Base ist die Basenmenge, die 1 mol Protonen aufnehmen kann (H+^ + OH-^ H 2 O)
• 1 Äquivalent eines Oxidationsmittels ist die Substanzmenge, die 1 mol Elektronen aufnehmen kann.
• 1 Äquivalent eines Reduktionsmittels ist die Substanzmenge, die 1 mol Elektronen abgeben kann. 1 M HCl ist 1 normal 1 M H 2 SO 4 ist 2 normal bezogen auf 1 L Lösung

Die Molarität (b) eines gelösten Stoffes ist der Quotient aus einer Stoffmenge n(x) und der Masse m des Lösungsmittels

b(x) = (^) m(LM)n(x)^ mol/kg