Chemie für Naturwissenschaftler (Subject) / Chemie bei Fasting (Lesson)

Chemie für Biologen, FU Berlin, alle Infos aus "Chemie für Mediziner" von Schmuck, Engels, Schulmeister und Fink

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• Element enthält nur eine Atomsorte
• chemische Verbindung enthält Atome verschiedener Elemente in einem definiertem Zahlenverhältnis
• Was bestimmt die chemische Eigenschaft eines Elements? die Atomhülle
• Ordnungszahl oder Kernladungszahl Z Anzahl der Protonen = Anzahl der Elektronen; bestimmt um welches chemische Element es sich handelt
• Massenzahl A Summe der Protonen und Neutronen
• relative Atommasse bezieht sich auf Kohlenstoffatom Masse von 126C = 12,0000 u 
• Stoffmenge n - gibt an, wie viele Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen) sich in einer bestimmten Stoffportion befinden - wird in mol angegeben - ein mol ist diejenige Stoffportion in Gramm, die gerade genau 6,022 * 1023  (Avogadro Zahl) Teilchen enthält 
• Isotope (= Nuclide) gleiche Kernladungszahl aber unterschiedliche Neutronenzahl
• Isotope des Wasserstoffatoms - Protium 11H (am häufigsten natürlich vorkommend) - Deuterium 21H = D - Tritium 31H = T
• Radioaktivität bezeichnet den spontanen Zerfall instabiler Atomkerne unter Aussendung von Strahlung  Maß ist Becquerel = pro Zeiteinheit austretende Strahlungsmenge, 1Bq=1 Kernzerfall pro Sekunde
• Isotope, Neutronenzahl Die Neutronenzahl ergibt sich aus der Differenz zwischen Massenzahl (oben links) und Ordnungszahl (unten links).
• 3 Grundtypen der chemischen Bindung Ionenbindung (Bildung von geladenen Ionen durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen)  Metallische Bindung (s. oben) Kovalente Atombindung (gemeinsame Nutzung von Elektronen mit anderen Atomen)
• Was ist ein Salz? Metall + Nichtmetall = Salz ausgedehnter Ionenkristall wechselseitige Anordnung von An- und Kationen durch Coulomg-Wechselwirkung zusammengehalten
• Was sind Radikale? Teilchen mit ungepaarten Elektronen
• Ionische Verbindung (Salze) Verbindung von Metallen mit Nichtmetallen, wobei Elektronen vollständig vom Metall zum Nichtmetall übertragen werden es entsteht ein Festkörper der aus entgegengesetzt geladenen Ionen aufgebaut ist, zwischen diesen wirken Coulomb-Kräfte (Ionenbindung)
• Metallische Bindung Metalle alleine oder mit anderen Metallen (=Legierungen)  VE werden komplett abgegeben - die daraus resultierenden positiv geladenen Metallkationen werden durch ein Gas frei beweglicher Elektronen zusammengehalten
• Kovalente Atombindung Nichtmetalle untereinander aus Atomorbitalen entstehen bindende und antibindende Molekülorbitale, Elektronen in bindenden MO halten Atome zusammen
• Elektronegativität ist das Maß für das Bestreben eines Elementes, Elektronen an sich zu ziehen
• Kovalente Bindungstypen delta EN = 0: unpolare Atombindung delta EN 0,9: polarisierte Atombindung delta EN 2,1 Ionenbindung
• Knallgasreaktion Wasserstoff + Sauerstoff unter Bildung von Wasser
• 1. Hauptsatz der Thermodynamik (Energieerhaltungssatz) Energie kann grundsätzlich nicht erschaffen oder vernichtet werden, sondern nur von einer Erscheinungsform in eine andere umgewandelt werden
• 2. Hauptsatz der Thermodynamik Für die Entropieänderung in einem abgeschlossenen System gilt delta S ≥ 0. Es können also nur solche freiwillige Prozesse ablaufen, bei denen die Entropie konstant bleibt (delta S = 0, reversibel) oder die Entropie zunimmt (delta S > 0, irreversibel) 
• Arten von Systemen in der Thermodynamik offenes System: Sowohl Materie- als auch Energieaustausch mit der Umgebung möglich (z.B. Mensch) geschlossenes System: Keine Materie-, aber Energieaustausch mit der Umgebung möglich (z.B. Dampfkochtopf) abgeschlossenes System: Weder Materie- noch Energieaustausch mit der Umgebung möglich (z.B. Thermoskanne, in erster Näherung)
• Reaktionsenthalpie Reaktionsenthalpie deltaRH ist die bei einer chemischen Reaktion unter konstantem Druck aufgenommene oder abgegebene Wärme Q Wird Wärme frei ist die Reaktion exotherm deltaRH < 0 ist deltaRH > 0 ist die Reaktion endotherm
• Gibbs Energie, Gibbs-Helmholtz Gleichung Gibbs Energie G fasst die Enthalpie und Entropie zu einer Größe zusammen, diese erlaubt eine Aussage, ob ein Prozess freiwillig abläuft oder nicht. Für diesen Zusammenhang gilt die Gibbs-Helmholtz Gleichung: G = H - T * S und somit für die Änderung der Gibbs Energie: deltaG = delta H - T * deltaS deltaG > 0 : endergonischer Prozess (nicht freiwillige Reaktion) deltaG < 0 : exergonischer Prozess (freiwillige Reaktion) 
• Säuren und Basen nach Bronstedt Säuren geben Protonen ab HA → H+ + A- Basen nehmen Protonen auf B + H+ → HB+
• 2 Formen der Aufspaltung kovalenter Atombindungen Heterolyse: Bindungselektronenpaar wird dem elektronegativerem Bindungspartner zugeteilt. Es entstehen Ionen. Kann nur in Lösung statt finden, wenn die entstehenden Ionen durch Wechselwirkung mit dem Lösungsmittel stabilisiert werden. Normalerweise keine Heterolyse in der Gasphase Homolyse: Bindungselektronenpaar wird gleichmäßig auf beide Bindungspartner verteilt. Es entstehen Radikale. Homolyse kann sowohl in Gasphase als auch in Lösung stattfinden 
• mehrprotonige Säure mit Bsp Teilchen, die mehr als ein Proton aufnehmen oder abgeben können. ZB Schwefesäure Abgabe führt zu Hydrogensulfation (Ampholyt), kann entweder durch Protonenaufnahme zurück zur Schwefelsäure reagieren oder unter Abgabe eines weiteren Protons zum Sulfation reagieren
• Herstellung von Pufferlösungen schwache Säure mit ihrem Salz (zB Essigsäure und Natriumacetat) schwache Base mit ihrem Salz (ZB Ammoniumchlorid und Ammoniak)
• Avogadro Zahl Die Avogadrosche Zahl Die Avogadro’sche Zahl NA gibt an, wieviele Atome in genau 12 g des Kohlenstoffatoms 12C enthalten sind: NA = 6,02205 x 1023  Mol: 1 Mol ist die Stoffmenge, die aus 6,02205 x 1023 Teilchen besteht. 
• Energieniveaus K Schale 2 Elektronen L Schale 8 E M Schale 18 E N Schale 32 E
• Das Pauli-Prinzip Das Pauli-Prinzip besagt, dass in einem Atom keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen (n, l, m und s) übereinstimmen dürfen. Daraus folgt, dass ein Atomorbital maximal zwei Elektronen aufnehmen kann, die sich in ihrer Spinquantenzahl unterscheiden. Man nennt diese beiden Elektronen gepaart. Den unterschiedlichen Spin stellt man durch eine Pfeilspitze dar, die entweder nach oben oder nach unten zeigt. Anders ausgedrückt besagt das Pauli-Prinzip, dass die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für zwei Elektronen mit parallelem Spin am gleichen Ort verschwindet.
• Hund'sche Regel Entartete Orbitale werden so besetzt, dass die größtmögliche Anzahl ungepaarter Elektronen auftritt. Das heißt, diese Orbitale werden zunächst einfach besetzt.
• Chlor -  häufigstes Halogen -  stechend riechendes, gelb-grünes Gas -  Chlorquelle: NaCl-Lager  -  Verwendung: universeller chemischer Grundstoff (großchemisches Massenprodukt - 3,4 Mio Tonnen jährlich in Deutschland)  -  wichtige biologische Funktion des Chlorids zur Aufrechterhalting des osmotischen Drucks im Körper (0,9 %ige NaCl-Lösung ist isotonische Kochsalzlösung) 
• Fluor -  elektronegativstes Element (höchste Oxidationskraft aller Elemente) -  sehr reaktiv (reagiert mit fast allen Behältermaterialien) -  Herstellung: elektrochemisch (Elektrolyse von KF in HF) -  Verwendung: UF6-Produktion (Stromerzeugung durch Kernenergie), SF6 (häufig verwen- detes Isoliergas in der Hochspannungstechnologie), Herstellung von Fluoriden seltener Metalle (Werkstückbeschichtung), Fluorchlorkohlenwasserstoffe -  Verwendung des radioaktiven Isotops 18F (Positronenstrahler) in der nuklearmedizini- schen Diagnostik (PET - Positronenemissionstomographie mit Fluordesoxyglucose) 
• Iod   biologisch wichtiges Spurenelement: Schildrüse produziert ein iodhaltiges, wachstumre- gulierendes Hormon: Thyroxin 
• Sauerstoff -  häufigstes Element auf der Erde (23% in der Luft, 46% in der Lithosphäre, 86% in der Hydrosphäre) -  nach dem Fluor das elektronegativste Element (Oxide der meisten Elemente sind ionisch) -  aller elementarer Sauerstoff ist biologischen Ursprungs (Photosynthese) -  Darstellung (Labor): -  Herstellung (technisch): -  V erwendung: 2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 2NaClO3 → NaCl + 3O2 Luftverflüssigung (großtechnisches Produkt) Stahlherstellung, Hochöfen, Schneiden, Schweißen, Chemie- industrie, Medizin, Taucherluft, Bleichen von Papiermasse, Ra- ketentreibstoff - Ozon: dreiatomiges, instabiles Gas, gewinkelter Molekülbau (wichtige Komponente in der OOO Stratosphäre zum Schutz der Erde vor energiereicher Strahlung - „Ozonloch“-Problema- tik; oberflächennahes Ozon - „Ozonsmog“) - H2O2: Wasserstoffperoxid (starkes Oxidationsmittel) 
• Schwefel -  seit dem Altertum bekanntes Element mit großer biologischer Bedeutung (Bestandteil von Proteinen und zahlreicher Enzyme) -  elementarer Schwefel kommt meist in Form von S8-Ringen vor 2- -  Vorkommen: elementar (meist vulkanisch), in Erzen (Sulfide: S , MoS Molybdänglanz, FeS2 Pyrit, ZnS Zinkblende; Sulfate (CaSO4 Gips, Meerwasser) oder in Erdgas, Erdöl, Kohle (H2S, R2S)) 
• H2SO4 Schwefelsäure, wichtiger chemischer Grundstoff (Düngerherstellung, Metall- industrie, Erdölaufarbeitung, Seifen, Waschmittel, Farben, Pigmente) 
• H2S Schwefelwasserstoff, übelriechendes, stark toxisches Gas, isoelektronisch zu Wasser, aber keine Wasserstoffbrückenbindung, deshalb gasförmig 
• SO2 Schwefeldioxid, stechend riechendes Gas, entsteht bei der Verbrennung von Schwefel (oder schwefelhaltiger Brennstoffe) an der Luft, Umweltproblem „Saurer Regen“ 
• Selen -  wichtiges biologisches Spurenelement mit geringer „therapeutischer Breite“ -  Selenmangel: „Keshan-Krankheit“ Herzschwäche bei Jugendlichen in China, Lebernekro- sen, Muskelschwäche bei Rindern auf selenarmen Böden -  Selenüberschuß: Degeneration im Horngewebe bei Rindern im Mittleren Westen der USA (R-S-S-R ⇔ R-Se-Se-R) -  Antagonismus Se ⇔ Schwermetalle -  Jahresbedarf: ca. 100 mg (kein Problem in Mitteleuropa) 
• Ammoniak, NH3 -  farbloses, stechend riechendes Gas (Wahrnehmung in Konzentrationen von 20-50 ppm) -  trigonal-pyramidaler Molekülbau  -  Verwendung: Düngemittel (NH3, NH4NO3, Harnstoff etc.) ca. 80%; Sprengstoffe (TNT, Nitroglyzerin) 5%; Fasern, Kunststoffe ca. 10%, Pharmaka -  Technische Herstellung: großtechnisches Verfahren, das die Gesetzmäßigkeiten des Massenwirkungsgesetzes optimal ausnutzt (Druck, Temperatur, Katalysator, Entfernung der Produkte), Weltjahresproduktion: ca. 100 Mio. t 
• Kohlenmonoxid, CO toxisches Gas, entsteht bei Verbrennung von Kohlenstoff mit be- grenzter Luftzufuhr, bildet koordinative Bindungen mit Metallen  Toxizität durch Komplexbildung mit dem Eisen-Porphyrin-Molekül (Häm) im Blut, das für den Sauerstofftransport zuständig ist (Eisen-CO-Komplex ist 3000 mal stabiler als der Eisen-Sauerstoffkomplex) 
• Kohlendioxid, CO2 farbloses, geruchloses, unbrennbares Gas, linearer Molekülbau, Verwendung als Kühlmittel (Trockeneis), Feuerlöscher, Carbo- nisierung von Getränken, Schutzgas beim Schweißen, Neutrali- sieren von Gewässern, Harnstoffherstellung 
• Die Nebengruppenelemente und ihre biologische Bedeutung -  alle Nebengruppenelemente sind Metalle -  bei den Nebengruppenelementen werden innere Elektronenschalen aufgefüllt, d.h. keine Zunahme des Atomradius -  Eisen (Fe), Zink (Zn), Cobalt (Co), Kupfer (Cu), Molybdän (Mo) und Mangan (Mn) sind biologisch wichtige Nebengruppenelemente (Beachte! Meist Elemente der ersten Über- gangsreihe, Frage der Häufigkeit) -  die biologische Wirkung von Nebengruppenelementen hängt oft damit zusammen, daß sie in Zentren von Enzymen (Biokatalysatoren) stehen -  Oft werden nur ganz geringe Mengen (aber unbedingt) benötigt ⇒ essentielle Spuren- elemente (neben einigen Nebengruppenelementen sind auch Hauptgruppenelemente wie Selen, Iod oder Magnesium essentielle Spurenelemente): z. B. täglich nötige Menge: Mn: 2,5 - 5 mg, Cu: 2-3 mg, Se: 0,05 - 0,2 mg. Allerdings fehlen oft Speichermöglichkeiten, so daß eine permanente Zufuhr nötig ist (geringe Wirkungsbreite) 
• Kovalente Bindung -  In Molekülen werden Atome durch kovalente Bindungen zusammengehalten -  Eine kovalente Einfachbindung besteht aus einem Paar von Elektronen, das zwei Atomen gemeinsam gehört (Überlappung von Atomorbitalen → Molekülorbital) -  Molekülorbitale werden wie Atomorbitale mit Elektronen besetzt Schreibweise: H : H oder H - H -  Die Elektronen in kovalenten Bindungen gleichartiger Atome (H2, Cl2 etc.) gehören bei- den Bindungspartneren gleichermaßen -  Bei unterschiedlichen Elektronegativitäten der Bindungspartner (HBr, HCl) ist die Bin- dung polarisiert (d. h. das gemeinsame Elektronenpaar hat eine höhere Aufenthaltswahr- scheinlichkeit beim elektronegativeren Bindungspartner). Bei unsymmetrischen Mole- külen entstehen dann Dipolmomente (z. B. HCl, H2O, aber nicht bei CCl4, obwohl die C- Cl-Bindungen polarisiert sind - symmetrisches Molekül) -  Kovalente Bindungen sind gerichtete Bindungen 
• Allgemeine Eigenschaften von Ionenverbindungen -  Im festen Zustand sehr geringe elektrische Leitfähigkeit, in geschmolzenem Zustand leiten sie die Elektrizität oft gut -  im allgemeinen hohe Schmelz- und Siedepunkte -  Ionenbindungen sind nicht gerichtet. -  Die Verbindungen sind oft hart und spröde. -  oft in polaren Lösungsmitteln mit hoher Dielektrizitätskonstante löslich 
• Zwischenmolekulare Wechselwirkungen -  schwache Wechselwirkungen, die neben starken chemischen Bindungen zwischen Ato- men und Molekülen auftreten (oft als van-der Waals-Kräfte bezeichnet) -  bei genügend niedrigen Temperaturen führt dies zur Aggregation -  bei Temperaturerhöhung können diese Kräfte infolge zunehmender Wärmebewegung leicht überwunden werden 
• Dipol-Dipol-Kräfte durch elektrostatische Wechselwirkungen zwischen dipolaren Molekülen hervorgerufen (Or- rientierung polarer Moleküle in Kristallen) 

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