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1 Grundlagen und Begriffe
1.1 Warum überhaupt Chemie?
„Igitt Chemie!“ oder „Ich brauch doch keine Chemie.“, so denken viele, aber wir haben ständig mit chemischen Vorgängen zu tun, die allerdings wenig mit der Vorstellung der Giftküche gemeinsam haben, die bei dem Begriff Chemie in unseren Köpfen auftaucht. Bereits bevor wir aufstehen, laufen in unserem Körper chemische Reaktionen ab. Und im Verlauf eines Tage nutzen wir viele chemische Prozesse. Beispiele sind die Atmung, eine Verbrennung im Automotor oder der Heizung. Auch die Braunfärbung von Brot oder Kuchen beim Backen beruht auf einer chemischen Reaktion. Im pharmazeutischen Bereich können chemische Prozesse dazu führen, dass Arzneimit- tel instabil werden oder ihr Wirkung verlieren.
1.2 Chemie oder Physik?
Worin besteht der Unterschied zwischen chemischen und physikalischen Vorgängen? Bei physikalischen Vorgängen ändert sich der Zustand eines Stoffes. Der Stoff selbst bleibt aber erhalten. Zum Beispiel wird flüssiges Wasser durch Verdunsten gasförmig. Bei chemischen Vorgängen entstehen durch Neukombination von kleinen Teilchen neue Stoffe. Diese können völlig andere Eigenschaften haben als die Ausgangstoffe. Bei der Atmung wird aus Zucker und Sauerstoff Kohlenstoffdioxid und Wasser.
MERKE Chemie: beschäftigt sich mit den Stoffen, deren Eigenschaften und Aufbau und den Stoffänderungen. Physik: beschäftigt sich mit der Erklärung von Naturphänomenen. Bei den Stoffen unter- sucht die Physik die Zustandsänderungen.
1.3 Stoffe
In der Chemie sind mit dem Begriff „Stoffe“ Substanzen gemeint, die durch bestimmte, charakteristische Eigenschaften zu erkennen sind. Solche Eigenschaften können sein: Farbe, Geruch, Aggregatszustand, Härte, Löslichkeit und vieles mehr. Deshalb können die verschiedenen Stoffe auch sehr unterschiedlich aussehen. Bei einigen erkennt man schon mit bloßem Auge, dass sie jedoch aus mehreren verschiedenartigen Stoffen bestehen. Daher unterteilt man die Stoffe in zwei Gruppen: Gemenge und Rein- stoffe.
Überlegen Sie, welchen weiteren chemischen Reaktionen Sie heute schon begegnet sind.
2 1 Grundlagen und Begriffe
1.3.1 Gemenge
Ein Gemenge besteht aus mehreren vermischten Reinstoffen. Die einzelnen Stoffe lassen sich dabei ohne chemische Reaktionen wieder voneinander trennen. So lässt sich ein Gemenge aus Sand und Wasser durch Filtrieren wieder trennen. Die Eigenschaften der Mischung hängen vom Mengenverhältnis der einzelnen Bestand- teile ab. Stellen Sie sich hierzu einen Kuchen vor, bei dem bei der Herstellung des Teiges (Gemenge) die Mengen an Salz und Zucker vertauscht wurden.
Homogene Gemenge Darunter versteht man Gemenge, bei denen man nicht sofort sieht, dass sie aus verschie- denen Stoffen bestehen, da sie scheinbar völlig einheitlich sind. Wenn Sie eine Lösung betrachten, sehen Sie eine gleichmäßige, oft farblose Flüssigkeit. Beim Durchlesen der Zusammensetzung auf der Verpackung fällt aber auf, dass viele verschiedene Stoffe ent- halten sind. Finden Sie Beispiele für homogene Gemenge!
Heterogene Gemenge Bei diesen Gemischen sieht man, dass sie aus verschiedenen Stoffen bestehen. Manchmal reichen dazu die Augen alleine aber nicht aus. Dann muss man ein Lichtmikroskop zur Hilfe nehmen. Finden Sie Beispiele für heterogene Gemenge!
1.3.2 Reinstoffe
Reinstoffe bestehen im Gegensatz zu Gemengen aus lauter gleichartigen Teilchen. Deshalb sind ihre Eigenschaften bei einer bestimmten Temperatur und einem bestimmten Druck auch stets gleich, da es kein Mischungsverhältnis gibt, das die Eigenschaften ändern könnte. Die Art der Teilchen kann von Reinstoff zu Reinstoff sehr verschieden sein. Auch im Arzneibuch werden bei den verschiedenen Reinstoffen jeweils typische Eigen- schaften geprüft. Diese können zum Beispiel sein: Geruch, Geschmack, Löslichkeit, Brennbarkeit, Schmelzpunkt, Siedepunkt usw. Finden Sie Beispiele für Reinstoffe!
Elemente Als chemische Elemente bezeichnet man Reinstoffe, die sich mit chemischen Methoden nicht weiter zerlegen lassen. Eine Aufstellung der Elemente ist im Periodensystem zu fin- den. Näheres zum Periodensystem steht in (^) ▸ Kap. 3. Elemente lassen sich noch weiter in Metalle und Nichtmetalle unterteilen (▸ Kap. 3.1.3). Metalle finden sich im Periodensystem links von einer gedachten Diagonale zwischen Bor B und Astat At. Nichtmetalle befinden sich rechts von dieser Linie. Zwischen diesen beiden Gruppen befindet sich ein Übergangsbereich, die sogenannten Halbmetalle, die sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen aufweisen.
Verbindungen Die Eigenschaften einer Verbindung unterscheiden sich in der Regel grundlegend von denen der einzelnen Grundstoffe, aus welchen sie besteht. Der Aufbau der Verbindung, also ihre genaue Zusammensetzung, wird durch die Mole- külformel (z. B. HCl, H 2 O) oder die Verhältnisformel (bei Salzen, z. B. NaCl) ausgedrückt. Verbindungen können also molekular oder ionisch sein. Verbindungen lassen sich in organische und anorganische Verbindungen unterteilen. Organische Verbindungen enthalten immer Kohlenstoff (C). Anorganische Verbindun- gen enthalten in der Regel keinen Kohlenstoff, allerdings werden einige einfache Verbin- dungen, die Kohlenstoff enthalten, als anorganisch einsortiert.
Organisch Anorganisch Ethanol C 2 H 5 OH Wasser H 2 O Glucose C 6 H 12 O 6 Kochsalz NaCl aber: Kohlensäure H 2 CO 3 Kohlenstoffmonoxid CO Kohlenstoffdioxid CO 2
= Mischung aus mehreren Reinstoffen
= Gemenge, die aus nur einer Phase bestehen
= Gemenge, die aus mehreren Phasen bestehen
= bestehen aus gleichartigen Teilchen (Atomen, Ionen oder Molekülen)
= Grundstoffe, die nur eine Atomart enthalten
= Reinstoffe, die durch chemische Reaktionen in Elemente zerlegt werden können
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4 Chemische Bindungen
Ziel einer chemischen Bindung ist es, einen stabilen Zustand zu erreichen. Dieser Zustand besteht in einer vollbesetzten Valenzschale (Schalenmodell). Die Edelgase haben auf ihrer äußersten Schale acht Elektronen (Ausnahme: Helium nur zwei), deshalb sind sie sehr stabil und reaktionsträge. Atome, welche auf der äußersten Schale nicht mit 8 Valenzelektronen besetzt sind, stre- ben dieses Elektronenoktett bzw. die Edelgaskonfiguration an. Das bedeutet, sie „möch- ten“ genau die gleiche Elektronenverteilung auf den Schalen haben wie die Edelgase. Es gibt drei Möglichkeiten, um diese Edelgaskonfiguration zu erreichen: Elektronenaufnahme Elektronenabgabe „Mitbenutzung“ von Elektronen
Welchen Weg ein Teilchen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration einschlägt, hängt vom Teilchen selbst ab: Hat es viele oder wenige Elektronen? Ist die Elektronegativität des Atoms hoch oder niedrig? Wie hoch ist seine Ionisierungsenergie? Aber auch die Eigen- schaften des Reaktionspartners sind wichtig. Je nachdem, wie sich die Reaktionspartner über die Verteilung der Elektronen „einigen“, unterscheiden wir verschiedene Bindungsarten (□ Tab. 4.1).
□ Tab. 4.1^ Bindungsart und Elektronegativitätsdifferenz Bindungsart Elektronegativitätsdifferenz
Ionenbindung > 1,7 Einheiten
Metallbindung Gering bis keine; beide EN-Werte ≤ 1,
Elektronenpaarbindung Gering bis keine; beide EN-Werte > 2
Unpolare Atombindung Keine (bis max. 0,5)
Polare Atombindung Gering, kleiner als bei der Ionenbindung
Außerdem gibt es einen Spezialfall der Elektronenpaarbindung, die Komplexbindung oder auch koordinative Bindung genannt wird. □ Tab. 4.2 dient als Wiederholungsübung, bitte die entsprechenden Bindungspartner ein- tragen!
Ziel einer chemischen Bindung ist es stets, dass die Atome die gleiche Elektronenverteilung erreichen wie ein Edelgas.
Die Übergänge zwischen den einzelnen Bindungsarten sind fließend, abhängig von der Differenz der Elektronegati- vitäten der Bindungspartner. Je nach Literatur findet man deshalb auch andere Grenzen zwischen den einzelnen Bindungsarten.
4.1 Ionenbindung 19
4.1 Ionenbindung
Sie entsteht bei der Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall aufgrund der relativ große EN-Differenz der beiden Reaktionspartner. Metalle geben gerne Elektronen ab, da sie eine positive Ionisierungstendenz und kleine Elektronegativitäten haben. Durch Elektronenabgabe erreichen sie die Edelgaskonfigura- tion des im PSE voranstehenden Edelgases. So entstehen Kationen. Das Calciumkation (○ Abb. 4.1) hat die gleiche Elektronenkonfiguration wie Argon. Somit hat es durch die Elektronenabgabe einen stabilen Zustand (Edelgaskonfiguration) erreicht.
Nichtmetalle nehmen gerne Elektronen auf, da sie eine negative Ionisierungstendenz und große Elektronegativitäten haben. Durch Elektronenaufnahme erreichen sie die Edelgas- konfiguration des im PSE folgenden Edelgases. So entstehen Anionen. Das Chlorid-Ion (○ Abb. 4.2) hat die gleiche Elektronenkonfiguration wie Argon, und somit liegt ein stabiler Zustand vor.
Ionenbindungen gibt es in Salzen.
□ Tab. 4.2^ Bindungsart und Bindungspartner
Bindungsart Bindungspartner
Ionenbindung
Metallbindung
Elektronenpaarbindung
Unpolare Atombindung
Polare Atombindung
Calciumatom Calciumkation + 2 Elektronen Ca Ca2+ + 2 e–
○ Abb. 4.1^ Bildung des Calciumkations
Chloratom Chlorid-Antion Cl
○ Abb. 4.2^ Bildung des Chloridanions
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11 Chemische Größen und Einheiten
Aus dem Kapitel Atombau kennen Sie die Massenzahl (relative Atommasse), die Sie im Periodensystem ablesen können. In diesem Kapitel werden wir diese Angaben genauer ansehen und mit der molaren Masse eine neue Größe kennen lernen.
11.1 Massenangaben und Stoffmenge
11.1.1 Absolute Atommasse
Sie gibt die Masse eines Atoms in Gramm oder in u an. Da Atome sehr klein sind, ergeben sich bei der Angabe in Gramm etwas unpraktische Zahlen.
Beispiel: Absolute Atommasse von C-12 = 1,9926 × 10–23^ g
11.1.2 Atomare Masseneinheit u
Die atomare Masseneinheit u wurde eingeführt, um einfachere Zahlen für die Atommas- sen zu erhalten. Laut Definition ist 1 u 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops C-12. Umgerechnet in Gramm bedeutet das: 1 u = 1,660538921 × 10–24^ g.
Beispiel: Masse von C-12 in u: m(C-12)= 12 u
11.1.3 Relative Atommasse Ar
Meist interessieren aber nur die Massenverhältnisse der einzelnen Atome und gar nicht die tatsächliche Masse eines einzelnen Atoms. Daher wurde die relative Atommasse ein- geführt. Sie gibt an wie viel Mal schwerer als die atomare Masseneinheit u ein Atom ist. Die Werte für die relative Atommasse können direkt aus dem PSE abgelesen werden. Als relative Angabe hat sie keine Einheit.
Beispiel: Ar(C) = 12,0, Ar(O) = 16,
11.1.4 Relative Molekülmasse Mr
Hierbei handelt es sich um die Summe der relativen Atommassen aller Atome des betref- fenden Moleküls.
Beispiel: Mr(O 2 ) = 2 x 16,0 = 32, Mr(H 2 O) = 2 x 1,0 + 16,0 = 18, Mr(H 2 SO 4 ) = 98,
Die Werte aus dem PSE werden meist gerundet verwendet.
78 11 Chemische Größen und Einheiten
11.1.5 Molare Masse M
In der Praxis arbeiten Chemiker und Pharmazeuten aber nie mit einzelnen Atomen oder Molekülen. Deshalb wurde die molare Masse eingeführt. Sie wird in Gramm pro Mol (g/mol) angegeben (Vergleich von Mengeneinheiten (^) □ Tab. 11.1). Dabei ist ein Mol eine bestimmte Anzahl von Teilchen, nämlich genau 6,022 × 10^23 Stück. Bestimmt wurde die Anzahl mithilfe von exakt 12,0000 g des Kohlenstoffisotops C-12. Somit enthält 1 Mol egal von welcher Substanz immer gleich viele Teilchen. Man sagt auch: 1 Mol ist eine Stoffmenge.
MERKE 1 mol = 6,022 × 10^23 Teilchen Diese Zahl wird als Avogadrokonstante bezeichnet.
Die Molare Masse ist also die Masse von einem Mol Teilchen einer Substanz. Der Zahlen- wert lässt sich mithilfe der relativen Atommassen des PSE ermitteln.
Beispiel: M(H 2 O) = 1,0 g/mol + 1,0 g/mol + 16,0 g/mol = 18,0 g/mol M(H 2 SO 4 ) = 98,1 g/mol
11.1.6 Stoffmenge
Mithilfe der Molaren Masse lässt sich die Stoffmenge n in einer bestimmten Masse eines Stoffes berechnen. Formel:
Stoffmenge = ________Molare MasseMasse
n = m_____M
Praktische Bedeutung: Die Menge an Teilchen in einer Lösung ist unter anderem wichtig für die Isotonie und damit für die schmerzlose Applikation von Augentropfen oder Injek- tionslösungen.
Beispiele:
- Welche Stoffmenge ist in 36 Gramm Kohlenstoff enthalten? Gegeben: m(C) = 36 g; M(C) = 12,0 g/mol Gesucht: n(C)
n(C)^ = m_____M((CC)) = ________36 g 12,0 g/mol = 3 mol
Antwort: Es sind 3 mol Teilchen enthalten.
Ein Mol ist die Stoffmenge, die aus ebenso vielen Einzel- teilchen besteht, wie Atome in 12,0000 g des Kohlenstoff- isotops 12 C enthalten sind. Sie könnten auch sagen: 6,022 × 10^23 Mäuse sind 1 Mol Mäuse.
Isotonische Natriumchlorid- Lösung ist 0,9 %ig (m/m).
□ Tab. 11.1^ Vergleich der verschiedenen Einheiten Stoff Absolute Atom- masse
Absolute Molekülmasse
Relative Atommasse
Relative Molekül- masse
Molare Masse
H-Atom 1 u ~ 1,66 × 10–24^ g
1 1 g/mol
H 2 2 u 2 2 g/mol
H 2 O 2 34 u 34 34 g/mol
