Allgemeine Chemie für Studierende der Zahnmedizin. Sommersemester 2015

Transkript

1 Allgemeine Chemie für Studierende der Zahnmedizin Sommersemester

2 Organisatorisches Dozenten P.D. Dr. Birger Dittrich Institut für Angewandte und Anorganische Chemie Martin-Luther-King-Platz 6 birger.dittrich@chemie.unihamburg.de AC Raum 15c Vorlesung Allgemeine / Anorganische Chemie Prof. Dr. Paul Margaretha Institut für Organische Chemie Martin-Luther-King-Platz 6 paul.margaretha@chemie. uni-hamburg.de OC Raum 221 Vorlesung Organische Chemie Dr. Ulrich Riederer Institut für Pharmazie Bundesstraße 45 riederer@chemie.unihamburg.de Praktikum Klausurorganisation 2

3 Organisatorisches Vorlesung Di + Do von 13:15 bis 14:45 Uhr ohne Pause Hörsaal D und A, Chemie, MLK-Platz 6 Anorganische und Allgemeine Chemie (Dittrich) 2. April bis 19. Mai Vorlesungen am 26. & 28. Mai finden nicht statt (Pfingstwoche) Organische Chemie (Margaretha) 21. Mai bis 9. Juli Klausur 9. Juli; Nachklausur im August Infos folgen durch Dr. Riederer wichtig: Termin für Vorbesprechung & Sicherheitsbelehrung zum Praktikum wird online bekannt gegeben. Raum: Großer Hörsaal der Pharmazie, Bundesstraße 45 3

4 Organisatorisches Materialien zu Vorlesungen und Praktikum finden Sie im Internet unter Vorlesungs-, Praktikums- und Klausurtermine sowie aktuelle Ankündigungen PDF-Dateien der Vorlesungsfolien Videoaufzeichnung (lecture to go) der Vorlesung aus dem Sommersemester 2012 (Schatzschneider / Vill) Medizinerpraktikum/Skripte.htm alte Klausuren und Vorlesungsskripte 4

5 Lehrbücher S. Zeeck, S. Grond, I. Papastavrou, A. Zeeck Chemie für Mediziner, 7. Auflage, Urban & Fischer, München, 2010, 35,95 P. Margaretha, Chemie für Mediziner, Springer, Berlin, 2002, 9,95 C. Schmuck, B. Engels, T. Schirmeister, R. Fink, Chemie für Mediziner, Pearson, München, 2008, 49,95 Diese Bücher gibt es auch in der Uni-Bibliothek! 5

6 Inhalt der Vorlesung (Teil Dittrich) Aufbau der Materie: Atome, Elemente, Radioaktivität, Periodensystem chemische Bindung und intermolekulare Wechselwirkungen chemische Reaktionen und Thermodynamik wässrige Lösungen, Säuren und Basen, Puffer Oxidationszahlen, Redoxreaktionen, Elektrochemie (Koordinationsverbindungen und Bioanorganische Chemie) 6

7 Was ist Chemie? Die Chemie ist die Lehre von den Stoffen, von ihrem Aufbau, ihren Eigenschaften und von den Umsetzungen, die andere Stoffe aus ihnen entstehen lassen. (L. Pauling, 1956) Die Chemie hat als Aufgabe und Ziel, das Zusammenwirken der Atome zu verstehen, welches letztendlich das, was wir als Materie verstehen, sei sie anorganisch oder biologisch, umfasst. (A. Weiss, 1987) Chemie ist die Lehre von den Stoffen und den stofflichen Umwandlungen Physik untersucht Zustände und Zustandsänderungen der Materie 7

8 Eine chemische Reaktion 8

9 Stoffsystematik Zustandsänderungen erhalten die Charakteristik eines Stoffes oder verändern diese reversibel Stoffumwandlungen verändern die physikalischen und chemischen Eigenschaften irreversibel Ein reiner Stoff wird durch für ihn charakteristische physikalische Eigenschaften (Größen) bestimmt Spezifische Eigenschaften (Bestimmungsgrößen) Dichte, Härte, Farbe, Absorption/ Emission elektromagnetischer Strahlung, Leitfähigkeit (elektrische und Wärme), Schmelzpunkt, Siedepunkt, Löslichkeit, 9

10 Physik: Aggregatzustände der Materie Zustandsänderungen Gas Festkörper Erweichen/ Schmelzen Erstarren/ Kristallisieren Flüssigkeit 10

11 Einteilung von Stoffen und Stofftrennung Materie Heterogene Stoffe Gemenge (veränderliche Zusammensetzung) Trennung mechanisch Homogene Stoffe Gemische Homogene Gemische Lösungen, Schmelzen,... (veränderliche Zusammensetzung) Trennung physikalisch Reine Stoffe (feste Zusammensetzung) Verbindungen (verschiedene Atomsorten) Trennung chemisch Elemente (nur eine Atomsorte) 11

12 Beispiele Stofftrennung - Destillation 12

13 Einteilung von Stoffen und Stofftrennung Aggregatzustand Bezeichnung Beispiele Trennverfahren fest/ fest Gemenge Granit, Iod/ Sand Sortieren, Sieben, Extraktion, Sichten, Sublimation,... fest/ flüssig Suspension Schlamm, Pasten, Kolloide Filtrieren, Sedimentieren, Dekantieren, Zentrifugieren flüssig/ flüssig Emulsion Milch, Öl+Wasser Zentrifugieren, Abscheiden flüssig/ gasf. Aerosol Nebel, Schaum Sedimentieren fest/ gasf. Aerosol Rauch Sedimentieren, Filtrieren, elektrostatisch 13

14 Die Chemischen Grundgesetze Das Gesetz von der Erhaltung der Masse Antoine Laurent de Lavoisier ( ) Die Masse der Produkte ist nach einer chemischen Reaktion genauso groß wie die Masse der Ausgangsstoffe (1774) Versuchsbeschreibung Versuchsergebnis Schlussfolgerungen Hans Landolt ( ) Fundierte wissenschaftliche Bestätigung erst 1908 Il ne leur a fallu qu'un moment pour faire tomber cette tête et cent années, peut-être, ne suffiront pas pour en reproduire une semblable 14

15 Die Chemischen Grundgesetze Das Gesetz der konstanten Proportionen Joseph Louis Proust ( ) Das Massenverhältnis zweier sich zu einer chemischen Verbindung vereinigender Elemente ist konstant. (1799) Hofmann`scher Wasserzersetzungsapparat H 2 O 2 2H 2 O 2 H 2 + O 2 Massenverhältnis H/O 1:

16 Das Gesetz der konstanten Proportionen Beispielreaktionen Massenverhältnis 1/8 = /32 = /16 = /32 = /16 = /44 =

17 Die Chemischen Grundgesetze Das Gesetz der multiplen Proportionen John Dalton ( ) Die Massenverhältnisse zweier sich zu verschiedenen chemischen Verbindungen vereinigender Elemente stehen im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen. (1803) Zu diesem Zeitpunkt konnte noch nicht Zwischen Atom und Molekül unterschieden werden. 17

18 Das Gesetz der multiplen Proportionen Massenverhältnisse verschiedener Kohlenstoffoxide CO y M(C) / M(O) bezogen auf C GGV Verbindung : : CO : : CO 2 GGV = größte gemeinsame Vielfache 18

19 Gesetz der konstanten Proportionen - Volumen Joseph Louis Gay-Lussac ( ) Chemisches Volumengesetz (1808): Das Volumenverhältnis gasförmiger, an einer chemischen Umsetzung beteiligter Stoffe lässt sich bei gegebener Temperatur und Druck durch einfache ganze Zahlen wiedergeben. Hofmann`scher Wasserzersetzungsapparat 2H 2 O 2 H 2 + O 2 H 2 O 2 Volumenverhältnis H/O 2:1 19

20 Atomhypothese Daltonsche Atomhypothese (1808) Chemische Elemente bestehen aus Atomen. Atome sind kleine nicht weiter zerlegbare Teilchen. Alle Atome eines Elementes sind gleich (Masse, Gestalt,...) Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Eigenschaften (versch. Massen,...) 20

21 Elemente, Verbindungen und Moleküle Elemente bestehen aus Atomen der gleichen Sorte. Alle Elemente sind im Periodensystem der Elemente (PSE) aufgeführt Verbindungen sind Stoffe, die Atome verschiedener Elemente in einem festgelegten Verhältnis enthalten. Ein Molekül ist eine definierte Gruppierung von fest aneinander gebundenen Atomen. Es ist das kleinste Teilchen, dass noch alle chemischen Eigenschaften der entsprechenden Verbindung aufweist. 21

22 Elementarteilchen als Bestandteil von Atomen 1833 M. Faraday 1886 E. Goldstein 1897 J. J. Thomson Sir W. Crooks 1911 R. A. Millikan 1913 H. G. J. Moseley 1932 Sir J. Chadwick Atome tragen diskrete Mengen elektrischer Ladung Entdeckung von Protonen als positive Kanalstrahlen Entdeckung von Elektronen als negative Kanalstrahlen Bestimmung der Elementarladung Jedes Element unterscheidet sich vom vorherigen Element im PSE durch ein zusätzliches Proton Entdeckung von Neutronen als neutrale Bestandteile der Atome Elektrolysen Studierten die Vorgänge in Gasentladungsröhren Öltröpfchenversuch Versuche mit Röntgenröhren Beschuss von Be mit -Teilchen 22

23 Kathodenstrahlexperiment Elektronen werden durch eine Kathode beschleunigt und durch ein angelegtes elektr. Feld abgelenkt. Dadurch kann man das Verhältnis aus Ladung und Masse bestimmen. 23

24 Das Rutherford - Experiment 24

25 Eigenschaften von Elementarteilchen Elementar- Masse Ladung Radius Dichte teilchen (absolut) [kg] [C] [e] [m] [g cm -3 ] Elektron < sehr hoch Proton Neutron Protonen und Neutronen sind ungefähr 1830 mal schwerer als Elektronen. Freie Neutronen besitzen eine Halbwertszeit von etwa 13 min. 25

26 Atombau - Basics 26

27 Zusammensetzung von Atomen Atome bestehen aus Protonen (p + ), Neutronen (n) und Elektronen (e - ). Die Anzahl der Protonen im Kern definiert das Element. Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der Elektronenzahl. Kationen: n(p + ) > n(e - ); Anionen n(p + ) < n(e - ) Die Zahl der Neutronen kann variieren. Atome eines Elementes mit unterschiedlicher Zahl von Neutronen heißen Isotope. A Z E E: Elementsymbol Z: Ordnungszahl (Zahl der p + ) A: Massenzahl/Nukleonenzahl (Zahl der p + + n) 27

28 Reinelemente und Mischelemente Reinelemente es gibt nur ein stabiles Isotop (22 Elementen, z.b. Phosphor 31 P, Natrium 23 Na, 19 Fluor, 127 Iod, 197 Gold). andere Schreibweise 31 P bzw. P-31 Mischelemente Es existieren mehrere natürlich vorkommende Isotope, z.b. von Sauerstoff (O) und Wasserstoff (H) jeweils drei 1 H, 2 H, 3 H 16 O, 17 O, 18 O 28

29 Isotope des Wasserstoffs Hydrogenium Deuterium Tritium Leichter Wasserstoff Schwerer Wasserstoff Superschwerer Wasserstoff H H = D H = T p + + e p + + e + n p + + e + 2 n 3 1 Wasserstoff ist ein Ausnahme! Bei allen anderen Elementen haben die Isotope dasselbe Elementsymbol 29

30 Isotope Verbindungen Eigenschaften Sauerstoff hat drei Isotope: O-16, O-17 und O-18 dies ergibt mit den drei Wasserstoffisotopen 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 18 verschiedene Arten von Wassermolekülen, die in der Natur vorkommen gewöhnliche Wasser H 2 O, D 2 O (schweres Wasser) und T 2 O (superschweres Wasser), HDO, DTO usw. Isotope unterscheiden sich nur sehr geringfügig in ihren chemischen Reaktionen bzw. in ihren physikalischen Eigenschaften: T Schm. : 0,00 C (H 2 O), 3,82 C (D 2 O), 4,49 C(T 2 O) Bei der elektrolytischen Zersetzung von Wasser wird bevorzugt gewöhnliches Wasser zerlegt, Wassermoleküle mit schwerem Wasser reichern sich im Restwasser an. 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 30

31 Uranhaltige Gesteine belichten Photoplatten; Entdecker... Entdeckung der Radioaktivität und Namensgeberin Antoine Becquerel Uranitit, Pechblende, UO 2 Marie Curie 31

32 Kernumwandlungen Kernumwandlungen: Jede durch äußere Einwirkung bewirkte (induzierte) oder von selbst (spontan) erfolgende Umwandlung eines Atomkerns in einen oder mehrere andere Kerne Kernreaktion: Jede durch einen Stoß mit einem anderen Kern oder Elementarteilchen bewirkte Umwandlung von Atomkernen, wobei Kerne anderer Zusammensetzung entstehen und oft Elementarteilchen emittiert werden. spontane Kernspaltung: Spontan ablaufende Kernumwandlungen, natürliche und künstliche Radioaktivität 32

33 Radioaktivität 33

34 -, - und -Strahlung -Strahlen: besitzen das geringste Durchdringungsvermögen, jedes - Teilchen besteht aus 2 Protonen und 2 Neutronen und bewegt sich mit 1/10 der Lichtgeschwindigkeit -Strahlen: sind durchdringender als -Strahlen β - = Elektron; β + = Positron in etwa Lichtgeschwindigkeit -Strahlen: größtes Durchdringungsvermögen; mehrere cm dicke Bleischicht nötig, um sie zu absorbieren, lassen sich nicht in Magnetfeldern ablenken bestehen nicht aus Teilchen sondern stellen einen Teil des elektromagnetischen Spektrums dar, ähneln harten Röntgenstrahlen, haben aber eine kürzere Wellenlänge 34

35 Kernspaltung - Halbwertszeit Die Halbwertszeit (t ½ ) ist die Zeit, nach der die Hälfte der Atome in einer Probe zerfallen ist. Die Halbwertszeit ist für ein gegebenes Isotop immer gleich; sie hängt nicht davon ab, wie viele Atome wir noch haben oder wie lange sie schon existiert haben. Element Formel t½ Uran 235 U 704 Mio. Jahre Kohlenstoff 14 C Jahre Strontium 90 Sr 29 Jahre Beryllium 8 Be s (90 Trillionstelsekunden) 35

36 Exkurs: SPECT SPECT: single photon emission computed tomography, gibt Verteilung von Radiopharmakon im Körper; genutzt werden γ-emitter wie 99m Tc, 111 In, 123 I, 201 Tl. Detektor: Gammakamera (Array aus Szintillationszählern) γ-strahlung induziert Anregung von Photonen im Material, dieses emittiert Licht, welches detektiert wird) Abbildung der Hirnaktivität mit 99m Tc 36

37 Exkurs: SPECT der 99m Tc Generator Kernreaktionen: 1. β - -Zerfall: 99 Mo 99m Tc + e - 2. γ-zerfall: 99m Tc 99 Tc + γ-photon 37

38 Zusammensetzung von Atomen Atome bestehen aus Protonen (p + ), Neutronen (n) und Elektronen (e - ). Die Anzahl der Protonen im Kern definiert das Element. Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der Elektronenzahl. Kationen: n(p + ) > n(e - ); Anionen n(p + ) < n(e - ) Die Zahl der Neutronen kann variieren. Atome eines Elementes mit unterschiedlicher Zahl von Neutronen heißen Isotope. A Z E E: Elementsymbol Z: Ordnungszahl (Zahl der p + ) A: Massenzahl/Nukleonenzahl (Zahl der p + + n) 38

39 Kationen und Anionen Bei ungeladenen Atomen ist die Zahl der Protonen immer gleich der Zahl der Elektronen. Bei Ionen ist die Protonenzahl ungleich der Elektronenzahl. Kationen: n(p + ) > n(e - ); Anionen n(p + ) < n(e - ) 39

40 H 3 Li K V Co Ta Pt Pb Sc Mn Cu As N Re Hg Po* Cs Be Ca Cr Ni Ge C W Au Bi Ti Fe Hf Ir Zn Se O Os Tl At* Rn* Ga B Br F Kr Ne He Ba Mg Sr Mo Pd Sn Si Sg* Eka-Au 112 Eka-Hg Zr Ru Rf* Mt* Cd Te S Hs* In Al I Cl Xe Ar Ra* Na Rb Nb Rh Db* Eka-Pt Y Tc* Ag Sb P Bh* Fr* La Pr Pm* Eu Tb Ho Tm Lu Ce Nd Sm Gd Dy Er Yb Th* U* Pu* Cm* Cf* Fm* No* Ac* Pa* Np* Am* Bk* Es* Md* Lr* Periodensystem der Elemente Z = Protonenzahl = Ordnungszahl Was bedeutet die Zahl unter den Elementsymbolen? 40

41 Definition: Eine atomare Masseneinheit entspricht 1 / 12 der Masse des Kohlenstoffisotops 12 C und besitzt die Einheit 1 u. (äquivalent zu u werden auch die Abkürzungen amu (dt.: ame) oder Da (1 Dalton) verwendet) Die Masse eines 12 C- Kohlenstoffatoms beträgt 12 u. Protonen und Neutronen besitzen jeweils eine Masse von etwa 1 u. Mit der Masse eines Kohlenstoffatoms m C = kg folgt: 1u Atomare Masseneinheit 26 kg kg g 41

42 Massenspektrometer Separation und absolute Bestimmung von Atom- und Molekülmassen Cl- Spektrum 42

43 Mittlere Atommassen der Elemente Die Atommassen im Periodensystem ergeben sich durch anteilige Mittelwertbildung der Atommassen aller Isotope. Ein Beispiel: Chlor kommt mit den natürlichen Isotopen 35 Cl und 37 Cl vor. Die Häufigkeit dieser beiden Isotope beträgt % und %. Die mittlere Atommasse ergibt sich somit zu: u u u 35 Cl 37 Cl 43

44 Das Mol Ein Mol ist die Einheit für eine bestimmte Stoffmenge. Es ist die Zahl der Atome, die in 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C enthalten sind. Zahl der 12 C Atome g C g C Atome 1 mol 12 C Atome Avogadro-Zahl: 1 mol enthält Teilchen = N A [Einheit: 1/mol] 44

45 Molmasse M und Stoffmenge n Die Molmasse eines Elements gibt die Masse von 1 mol Atomen des Elements an. Molmasse (M) = mittlere atomare Masse (m) N A [g/mol] = [g] 1/[mol] Die Stoffmenge n gibt die Teilchenzahl in mol an. Stoffmenge (n) = Teilchenzahl (N) / N A m [g] = M [g/mol] n [mol] 45

46 Molmasse M und Stoffmenge n Welcher Masse entspricht 1 mol Wasser? m = M n Masse = Molmasse (Verbindung) x Stoffmenge [g] = [g/mol] x [mol] 46

47 Beispiele Molmasse & Stöchiometrie Berechnungen von Molmassen Wasser: H 2 O: 2 x M(H) + 1 x M(O) =~18 g mol -1 Phosphorsäure: H 3 PO 4 : 3 x M(H) + 1 x M(P) + 4 x M(O) =~98 g mol -1 Ammoniak: NH 3 : 1 x M(N) + 3 x M(H) =~17 g mol -1 Natriumchlorid: NaCl: 1 x M(Na) + 1 x M(Cl) =~58,5 g mol -1 Reaktionsgleichungen 1 Mol Sauerstoff reagiert mit 2 Mol Wasserstoff zu 2 Mol Wasser 1 Mol Sauerstoff reagiert mit 1 Mol Kohlenstoff zu 1 Mol Kohlendioxid 2 Mol Natrium reagieren mit 1 Mol Chlor zu 2 Mol Natriumchlorid H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 kommen elementar als zweiatomige Moleküle vor! 47

48 Beispiele Stöchiometrie 48

49 Beispiele Stöchiometrie 49

50 Beispiele Stöchiometrie 50

51 Konzentrationen und Gehalte Quantifizierung der Stoffanteile einer Mischung, einer Lösung oder eines Gemenges Konzentration: Mengenangabe (n, m, V) eines Stoffes i, die in einem bestimmten Volumen der Mischphase (Mischung) gelöst ist. Gehalt: Dimensionsloser Quotient aus einer Mengenangabe (n, m, V) eines Stoffes i, und der Summe der gleichartigen Größe für alle Stoffe der Mischphase. 51

52 Konzentrationen und Gehalte Bezeichnung Symbol Definition Einheit Stoffmengenkonzentration c(i) Stoffmenge des gelösten Stoffes Volumen der Lösung mol/l Massedes gelösten Stoffes Volumen der Lösung Massenkonzentration (i) g/l Stoffmenge eines Stoffes Stoffmenge aller Komponente n Molenbruch x(i) % Masseeines Stoffes Massealler Komponenten Massengehalt w(i) Gew.-% Volumengehalt c(i) Vol.-% Volumen eines Stoffes Volumen aller Komponente n 52

53 Konzentrationen und Gehalte Wie viel Gramm Kupfersulfat muss man lösen, damit man 0.25 L einer 1 M Lösung (c = 1 mol/l) erhält? Lösung: m = M x n (Masse = Molmasse x Stoffmenge) m = 159,6 g/mol x 0.25 mol m = 39,9 g Man muss also in einem 250mL-Messkolben 39,9 g Kupfersulfat in einer kleineren Menge Wasser lösen und dann mit Wasser bis zur 250mL-Markierung auffüllen. 53

54 Konzentrationen und Gehalte Man muss also in einem 250mL-Messkolben 39,9 g Kupfersulfat in einer kleineren Menge Wasser lösen und dann mit Wasser bis zur 250mL-Markierung auffüllen. 54

55 Konzentrationen und Gehalte Aus der 1M Stammlösung durch Verdünnung eine 100 mm CuSO 4 -Lösung herstellen: 55

56 Wichtige Begriffe zum Aufbau der Materie : Unterscheidung Chemie Physik Aggregatzustände, Einteilung von Stoffen, Stofftrennung Chemische Grundgesetze: Erhaltung der Masse, konstante /multiple Proportionen Elemente Verbindungen Moleküle Proton, Neutron, Elektron, Isotop Ordnungszahl, Massenzahl, chemisches Element, Atommasse, mittlere Atommasse Reihenfolge der Elemente im PSE Kernreaktionen Mol, Molmasse, Stoffmenge, Gesetz von Avogadro, Stoffmengenkonzentration, Molarität, Molenbruch 56