Chemie fr PSE Mediziner und Medizinische Biologen Hochschuldozent

Chemie für PSE Mediziner und Medizinische Biologen Hochschuldozent Klaus Schaper WS 2007/2008 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 1

Logarithmen Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 2

Fragen 7/Zeeck PSE 0. 95 g Na. Cl in 100 g Wasser Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 3

Indikatoren PSE Farbänderung kann mit dem Auge wahrgenommen werden, oder sie kann gemessen werden. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 4

Gebräuchliche Indikatoren Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 5

Indikatoren Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 6

Neutralisation PSE Bei der Reaktion von Salzsäure (HCl in Wasser) und Natronlauge (Na. OH) entsteht Natriumchlorid und Wasser. Setzt man beide Stoffe äquimoler („gleichmolar“) ein, so ist die Lösung neutral. Betrachtet man die Reaktion genauer, so reagieren Hydroniumionen mit Hydroxidionen. Die Natrium-Kationen und Chlorid-Anionen nehmen nicht an der Reaktion teil. Das Salz einer starken Säure und einer starken Base reagiert neutral. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 7

p. H-Wert von Salzlösungen PSE Das Salz einer starken Säure und einer starken Base reagiert neutral. Und was passiert beim Mischen einer schwachen Säure mit einer starken Base? In einer äquimolaren Mischung von Essigsäure und Natronlauge bildet sich Natriumacetat, das Natriumsalz der Essigsäure. Dies steht mit Essigsäure und Hydroxidionen im Gleichgewicht. Die Lösung reagiert basisch. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 8

p. H-Wert von Salzlösungen PSE Das Salz einer starken Säure und einer starken Base reagiert neutral. Und was passiert beim Mischen einer starken Säure mit einer schwachen Base? In einer äquimolaren Mischung von Salzsäure und Ammoniak bildet sich Ammoniumchlorid. Dies steht mit Ammoniak und Hydroniumionen im Gleichgewicht. Die Lösung reagiert sauer. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 9

p. H-Wert von Salzlösungen PSE Das Salz einer starken Säure und einer schwachen Base reagiert sauer. Das Salz einer starken Base und einer schwachen Säure reagiert basisch. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 10

Titration PSE Eine starke Säure (oder eine starke Base) wird vorgelegt. Dann wird eine starke Base (oder starke Säure) langsam zugegeben. Die Menge an zugegebener Base (oder Säure) wird gemessen (ml). Die Konzentration der Base (oder Säure) ist bekannt. Typischerweise ist diese Konzerntration 1 mol/l, 0. 01 mol/l. Man titriert bis zu einem p. H-Wert von 7. (Elektrode oder Indikator: Bromthymolblau). Aus der zugegebenen Menge (ml) und der Konzentration der zugegeben Lösung ergibt sich die zugegebene Menge in mol. Diese ist bei p. H = 7 gleich der vorgelegten Menge in mol. Aus der vorgelegten Menge (ml) und der bestimmten Menge in mol ergibt sich die Konzentration der vorgelegten Lösung. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 11

Titration Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 12

p. H-Wert Änderung in Abhängigkeit von der zugegebenen Menge PSE Bromthymolblau, Umschlag zwischen p. H 6 und 8 Abbildung 8 -1 Titrationskurve von Salzsäure (10 m. L 0, 1 m HCl mit 0, 1 m Na. OH). Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 13

Schwache Säure und starke Base PSE Das Salz einer starken Säure und einer starken Base reagiert neutral. Und was passiert beim Mischen einer schwachen Säure mit einer starken Base? In einer äquimolaren Mischung von Essigsäure und Natronlauge bildet sich Natriumacetat, das Natriumsalz der Essigsäure. Dies steht mit Essigsäure und Hydroxidionen im Gleichgewicht. Die Lösung reagiert basisch. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 14

Schwache Säure und starke Base PSE Abbildung 8 -2 Titrationskurve von Essigsäure (10 m. L 0, 1 m CH 3 COOH mit 0, 1 m Na. OH). Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 15

Puffer PSE Puffer sind Systeme, die bei Zugabe von Säure und Base ihren p. H-Wert nur wenig ändern. Puffer sind eine Mischung aus einer Säure und ihrer konjugierten Base. Dies ist von großer biologischer Bedeutung Wenn Gewässer nicht gepuffert sind, kann es zu starken p. HSchwankungen (Tag/Nacht) kommen und so zum Fischsterben. Das innere einer Zelle und auch das Blut sind Puffermischungen. Ansonsten würden Reaktionen den p. H der Zelle verändern, bzw. Reaktionen würden durch den schwankenden p. H beeinflusst. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 16

Puffer PSE Puffer sind Systeme, die ihren p. H-Wert bei Zugabe von Säure und Base ihren p. H-Wert nur wenig ändern. Puffer sind eine Mischung aus einer Säure und ihrer konjugierten Base. Henderson-Hasselbalch-Gleichung Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 17

Puffer PSE Abbildung 8 -3 Titrationskurve von 10 m. L einer 0, 1 m Essigsäure mit Na. OH als Titrationsmittel (Markierung des Pufferbereichs). Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 18

Puffer PSE Der p. H-Wert einer Pufferlösung bleibt beim Verdünnen konstant. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 19

Einige p. KS-Werte (siehe Folie 329) Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 20

Phosphorsäure PSE Abbildung 8 -4 Titrationskurve der Phosphorsäure (Ä = Äquivalenzpunkt). Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 21

Phosphorsäure PSE drei Pufferbereiche. Für den Schritt von Dihydrogenphosphat nach Hydrogenphosphat ist der p. KS = 7. 2. Man hat also einen Puffer der bei ca. 7 aktiv ist. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 22

Kohlensäure • Hier steht eine Gleichgewichtskonstante (kein p. KS-Wert). • p. KS=3 entspricht 1000/1, p. KS=3. 1 entspricht 1250/1. • Dies ist ein p. KS-Wert. • Kohlensäure ist scheinbar eine sehr schwache Säure. • Man erhält einen Puffer bei p. H = 6. 4. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 23

Blut PSE Im Blut gibt es drei Puffersysteme. Kohlensäure, Phosphat und am wichtigsten Proteine Normal: p. H = 7. 4. Natürliche Schwankung = 0. 03 Schwankungen von 0. 3 führen zum Tod! Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 24

PSE Fragen 8/Zeeck p. KS < 1 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 25

Fragen 8/Zeeck Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 26

PSE Fragen 8/Zeeck Magensäure (HCl) Lunge, Niere, Leber Verdauung, Infektanfälligkeit, Gelenkbeschwerden. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 27

Säuren und Basen Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 28

Inhalt: Allgemeine, Anorganische und Physikalische Chemie 1 2 3 4 5 6 7 8 9 PSE Atombau und Periodensystem Chemische Bindung Zustandsformen der Materie Heterogene Gleichgewichte Chemische Reaktionen Salzlösungen Säuren und Basen Redoxvorgänge (Oxidation und Reduktion) Energetik und Kinetik Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 29

Oxidation und Reduktion PSE Nach der klassischen Definition bezeichnet man die Reaktion mit Sauerstoff als Oxidation. Die umgekehrte Reaktion, also die Abgabe von Sauerstoff ist dann die Reduktion. Magnesium wird leicht oxidiert, Quecksilber wird leicht reduziert. Magnesium ist unedler als Quecksilber. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 30

Oxidation und Reduktion PSE Bei dieser Oxidation gibt das Magnesium zwei Elektronen ab. Eine Oxidation ist also die Aufnahme von Sauerstoff, oder allgemeiner die Abgabe von Elektronen. Umgekehrt nimmt das Quecksilber-Kation bei der Reduktion zwei Elektronen auf. Eine Reduktion ist also die Abgabe von Sauerstoff, oder allgemeiner die Aufnahme von Elektronen. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 31

Elektrolyse Wiederholung PSE Reduktion: Elektronen werden hinzugefügt! Oxidation: Elektronen werden weggenommen! An der Anode wird oxidiert! An der Kathode wird reduziert! Beides zusammen ist eine Redox. Reaktion! Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 32

Oxidation und Reduktion PSE Bei dieser Oxidation gibt das Magnesium zwei Elektronen ab, wird also oxidiert. Gleichzeitig nimmt der Sauerstoff Elektronen auf, er wird reduziert. Die Summe aus Oxidation und Reduktion bezeichnet man als Redoxreaktion. Das Magnesium reduziert also den Sauerstoff, er ist das Reduktionsmittel. Der Sauerstoff oxidiert das Magnesium, er ist das Oxidationsmittel. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 33

Oxidation und Reduktion PSE Bei dieser Reduktion nimmt das Qecksilber-Kation zwei Elektronen auf. Gleichzeitig gibt das Sauerstoff-Anion zwei Elektronen ab, es wird zum Sauerstoff oxidiert. Die Summe aus Oxidation und Reduktion bezeichnet man als Redoxreaktion. Das Qecksilber-Kation oxidiert also das Sauerstoff-Anion, es ist das Oxidationsmittel. Das Sauerstoff-Anion reduziert das Quecksilberanion, er ist das Reduktionsmittel. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 34

Photosynthese (Wiederholung) Kohlendioxid + Wasser PSE Glucose + Sauerstoff Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 35

Verbrennung (Umkehrung der Photosynthese Glucose + Sauerstoff PSE Kohlendioxid + Wasser Glucose reagiert mit Sauerstoff! Es handelt sich also um eine Oxidation. „Glucose gibt also Elektronen ab? “ Oxidationszahlen! Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 36

Oxidationszahlen PSE Oxidationszahlen (oder Oxidationsstufen) sind Hilfsgrößen. Für Atome oder einatomige Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ladung. Bsp. : Na, Mg, Hg, Cl-, F-, Na+, … Die Oxidationszahl in einem Element ist immer 0. Bsp. : Na, Mg, Hg, O 2, O 3, S 8, F 2, N 2, … Mehratomige Systeme besitzen kovalente Bindungen. Zur Berechnung der Oxidationszahl in mehratomigen Systemen benötigt man die Elektronegativität EN. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 37

Die polare kovalente Bindung/Dipol (Wiederholung) PSE Wird eine kovalente Bindung von zwei verschiedenen Atomen gebildet, so besitzen diese Atome unterschiedlich große Fähigkeiten, die Elektronen anzuziehen! => Die Elektronen sind näher bei einem Atom als bei dem anderen. => Dipol (Dq*l) Die Fähigkeit, Elektronen in einer Bindung anzuziehen, ist die Elektronegativität EN. Die EN ist eine relative Größe! Li ist 1 (K ist 0. 8) F ist 4 (4. 1) Eine solche Bindung hat einen ionischen Anteil! Eine Bindung hat einen Dipol. Der Dipol ist ein Vektor. Durch Addition der Vektoren aller Bindungen ergibt sich der Dipol des Moleküls! Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 38

Ammoniumion/Ladung eines Atoms (Wiederholung) PSE Das Ammoniumion ist aus einem Stickstoffatom und vier Wasserstoffatomen aufgebaut. Jedes Wasserstoffatome bildet eine kovalente Bindung und hat 2 Elektronen (He-Konfiguration). Das Stickstoffatom bildet vier kovalente Bindungen und hat 8 Elektronen (Ne-Konfiguration). Wasserstoff und Stickstoff besitzen jedes Elektronenpaar gemeinsam (Schnittmenge)! Teilt man die Bindungen in der Mitte (homolytisch), so hat Stickstoff 4 Elektronen. Ein neutrales Stickstoffatom hat 5 Elektronen (fünfte Hauptgruppe). => eine negative Ladung fehlt => Stickstoff hat eine Ladung von +1 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 39

Oxidationszahl PSE Jedes Wasserstoffatom bildet eine kovalente Bindung und hat 2 e- (He-Konfiguration). Das Stickstoffatom bildet vier kovalente Bindungen und hat 8 e- (Ne-Konfiguration). Teilt man die Bindungen in der Mitte (homolytisch), so hat Stickstoff 4 e-. Ein neutrales Stickstoffatom hat 5 e- (fünfte Hauptgruppe). => eine negative Ladung fehlt => Stickstoff hat eine Ladung von +1. Man kann die Bindung auch heterolytisch trennen. Dabei bekommt das elektronegativere Element beide e-. Stickstoff hat dann 8 e-, also 3 zuviel verglichen mit 5. Die Oxidationszahl ist -3. Wasserstoff hat dann 0 Elektronen, also 1 zuwenig, verglichen mit 1. Die Oxidationszahl ist 1. Die Summe der Oxidationszahlen ergibt die Ladung des Moleküls/Ions. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 40

Oxidationszahl PSE Haben die beiden Atome einer kovalenten Bindung die gleiche Oxidationszahl, so wird die Bindung homolytisch gespalten. Oxidationszahlen werden mit römischen Zahlen …-VI, -V -IV, -III, -I, 0, I, III, IV, V, VI. . . angegeben Die Oxidationszahl von Sauerstoff ist normalerweise -II. Es gibt im PSE nicht viele Elemente mit einer höheren EN als Sauerstoff und Sauerstoff ist üblicherweise zweibindig. Dies gilt nicht in H 2 O 2. Die Oxidationszahl von Sauerstoff ist –I. Dies gilt nicht für F 2 O. Die Oxidationszahl von Sauerstoff ist II. Die Oxidationszahl von Fluor ist –I. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 41

Oxidationszahl PSE Die Oxidationszahl von Wasserstoff ist normalerweise I. Fast alle Nichtmetalle (und diese bilden typische Verbindungen mit Wasserstoff) im PSE haben eine höhere EN als Wasserstoff. Dies gilt für Wasser, Wasserstoffperoxid, Ammonium, Methan, … Dies gilt nicht für Verbindungen von Wasserstoff mit Metallen: Li. H, BH 3, … In einem Molekül oder Ion ist die Summe der Oxidationszahlen gleich der Ladung. Im SO 42 - hat Schwefel 0 Elektronen. Die Oxidationszahl ist also VI. Im SO 42 - hat Sauerstoff (alle) 8 Elektronen. Die Oxidationszahl ist also -2. 6 – 4 * (-2) = -2 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 42

Oxidation und Reduktion PSE Eine Oxidation ist also: • Die Reaktion mit Sauerstoff, • oder die Abgabe von Elektronen, • oder die Erhöhung der Oxidationszahl (Dies ist eine rein formale Betrachtungsweise!). Eine Reduktion ist also: • Die Abgabe von Sauerstoff, • oder die Aufnahme von Elektronen, • oder die Erniedrigung der Oxidationszahl (Dies ist eine rein formale Betrachtungsweise!). Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 43

Oxidationszahlen Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 44

Oxidation und Reduktion Beispiele der „gekoppelten Schreibweise“ Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 45

Redoxgleichungen Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 46

Redoxgleichungen PSE Für diese Beispiele benötige ich die keine Oxidationszahl, sondern nur die Ladung. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 47

Umkehrbarkeit von Oxidationen und Reduktionen PSE Prinzipiell kann ich die Reduktion des einen Stoffes und die Oxidation des anderen Stoffes als zwei gekoppelte Reaktionen betrachten. Jeder Schritt für sich ist dabei reversibel. Eisen bildet an der Luft Fe 2 O 3. 0 0 III -II Fe O 2 Fe 4 e- Fe 3+ + O 2 2 O 2 - KGV von 4 und 3 ist 12 + 3 e- Fe 2 O 3 *4 4 Fe 3+ +12 e- + 3 O 2 6 O 2 - * 3 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 48

Umkehrbarkeit von Oxidationen und Reduktionen PSE Prinzipiell kann ich die Reduktion des einen Stoffes und die Oxidation des anderen Stoffes als zwei gekoppelte Reaktionen betrachten. Jeder Schritt für sich ist dabei reversibel. Fe 2 O 3 wird im Hochofen durch CO zu Eisen reduziert. Fe 3+ CO +3 e- III -II II –II Fe 2 O 3 CO Fe 2 e- 0 IV -II Fe CO 2 *2 2 Fe 3+ + CO 2+ + 6 e- 3 CO *3 KGV von 2 und 3 ist 6 2 Fe 3+ 2 Fe 6 e- + 3 CO 2+ + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2+ + 6 O 22 Fe 2 O 3 + 3 CO Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen 2 Fe + 3 CO 2 Seite 49

Elektronenfluss PSE Wichtig: Die Oxidation steht oben! Dies ist eine Folge daraus, dass der Oxidationsschritt oben steht! Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 50

Halbzellen PSE Abbildung 9 -1 Zwei getrennte Halbzellen sind außen durch einen Draht verbunden. Es fließen keine Elektronen. Der Elektromotor steht. Wenn an den Elektroden eine chemische Reaktion abläuft (Triebkraft: DG>0), dann werden Kationen gebildet (Zn 2+) oder verbraucht (Cu 2+). Die Lösung lädt sich auf. Das dabei entstehende Potential (Spannungsdifferenz) wirkt DG entgegen. Es kann kein Strom fließen (Es fließt ein kleiner Strom, bis die Potentialdifferenz aufgebaut ist ) Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 51

Salzbrücke PSE Abbildung 9 -2 Wie Abbildung 9/1, aber die beiden Halbzellen sind mit einer Salzbrücke verbunden. Der Elektromoter läuft. Wenn an den Elektroden eine chemische Reaktion abläuft (Triebkraft: DG>0), dann werden Kationen gebildet (Zn 2+) oder verbraucht (Cu 2+). Zum Ausgleich wandern Sulfat-Anionen von rechts nach links. Es kann ein Strom fließen. Es kann also chemische Energie in Elektrische Arbeit umgewandelt werden. Aus zwei Halbzellen wird so eine Elektrochemische Zelle. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 52

Daniell-Element PSE Abbildung 9 -3 Daniell-Element (Zn/Zn 2+//Cu 2+/Cu). Die Salzbrücke ist durch ein Diaphragma ersetzt worden. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 53

Spannung und Potential (Arbeit und Energie) PSE Das Potential (V) ist die Fähigkeit eines (konservativen*) Feldes, Arbeit zu verrichten (Energie ist die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten). Sind zwei entgegengesetzte Ladungen nahe beieinander, so sind die Kräfte, die zwischen ihnen wirken groß, Man hat also ein hohes Potential. Zieht man die Ladungen auseinander, so sinkt das Potential. Ich muss viel Arbeit verrichten. Die Differenz zwischen zwei Potentialen ist die Spannung (U = DV, nicht DE) + - Hohes Potential Niedriges Potential *Konservatives Feld: Die Kraft hängt nur vom Ort ab. *Bsp. Elektr. Feld: Die Kraft, die in einem elektr. Feld wirkt, hängt nur vom Ort und der Ladung des Gegenstandes ab, auf den die Kraft wirkt. Bewegt man einen Gegenstand und integriert über den Weg, so ergibt sich die geleistete Arbeit. Diese ist unabhängig vom Weg. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 54

EMK (Elektromotorische Kraft) PSE Abbildung 9 -3 Daniell 2+ 2+ Element (Zn/Zn //Cu /Cu). Abbildung 9 -4: Kupfer-Silber-Zelle (Cu/Cu 2+//Ag+/Ag). Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 55

EMK PSE Eine Redoxreaktion in einer elektrochemischen Zelle läuft ab, wenn es eine Potentialdifferenz U = DV (in der Chemie häufig DE) gibt. Die Spannung gibt also die Triebkraft einer Reaktion an. DG = -z * F * DE z: Zahl der übertragenen Elektronen F: Faraday-Konstante (F entspricht der Ladung von einem mol Elektronen), F = 96485 C/mol. DE Potentialdifferenz [DE] = V DG freie Gibbs´che Enthalpie [DG] = J/mol Die Spannung kann also in die freie Gibbs´che Enthalpie umgerechnet werden. Metalle haben eine unterschiedliche (Elektronen-)Donorstärke, sie haben eine unterschiedliche Reduktionskraft. Metall-Kationen haben eine unterschiedliche (Elektronen-)Akzeptorstärke, sie haben eine unterschiedliche Oxidationskraft. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 56

Elektrodenpotentiale PSE Jede elektrochemische Zelle liefert eine bestimmte Spannung. Jede Halbzelle hat ein bestimmtes Potential das Elektrodenpotential. Das Potential hängt ab von: Der Elektronenkonfiguration des Metalls. Der Gitterenergie des Metalls. Der Hydratisierungsenergie der Ionen (in Lösung). Von evtl. vorhandenen Komplexierungsliganden. Dieses Potential lässt sich nicht messen, experimentell zugänglich ist nur eine Potentialdifferenz (eine Spannung). Die Spannung gibt uns aber das Potential zweier Halbzellen relativ zueinander an. Man definiert einen einheitlichen Bezugspunkt, den man willkürlich das Potential E = 0 V zuordnet. Alle anderen Werte werden darauf bezogen. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 57

Bezugspunkt Normalwasserstoffelektrode Abbildung 9 -5 Normalwasserstoffelektrode in Verbindung mit einer standard. Zinkelektrode. PSE Abbildung 9 -6 Normalwasserstoffelektrode in Verbindung mit einer standard. Kupferelektrode. Normalwasserstoffelektrode (1 bar, 1 mol H+, Pt) Standard (1 mol/l) E 0 bedeutet unter Standard-Bedingungen. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 58

Bezugspunkt Normalwasserstoffelektrode Abbildung 9 -5 Normalwasserstoffelektrode in Verbindung mit einer standard. Zinkelektrode. PSE Abbildung 9 -6 Normalwasserstoffelektrode in Verbindung mit einer standard. Kupferelektrode. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 59

Spannungsreihe Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 60

Spannungsreihe PSE Die angegebenen Potentiale sind Reduktionspotentiale. Sie beschreiben den Reduktionsprozess, also die Reaktion von links nach rechts wenn wir die Gleichungen so wie oben gezeigt aufstellen. Die Potentialdifferenz lässt sich aus den Reduktionspotentialen errechnen. E 0 Anode bekommt ein negatives Vorzeichen, da es die Oxidation beschreibt. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 61

Edle und unedle Metalle PSE Unedle Metalle stehen in der Spannungsreihe über dem Wasserstoff. Je weiter sie oben stehen, desto unedler sind sie. Halbedel- und Edelmetalle stehen unterhalb vom Wasserstoff. Je weiter sie unten stehen, desto edler sind sie. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 62

PSE Nernst‘sche Gleichung Wieder gilt: Die Konzentration von Feststoffen kann nicht angegeben werden. Wieder gilt: Die Konzentration des Feststoffes verschwindet in der Nernst. Gleichung und findet sich in den Konstanten. V Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen V Seite 63

Redoxreaktionen/Säure-Base Reaktionen Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 64

p. H-Abhängigkeit von Redoxreaktionen Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 65

p. H-Abhängigkeit von Redoxreaktionen PSE Chinon/Hydrochinon (siehe org. Chemie) Genauigkeit: Dp. H=0. 01 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 66

p. H-Bestimmung durch Potentialmessung Abbildung 9 -7 Glaselektrode (Einstabmesskette). zur Messung PSE von Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen p. H-Werten Seite 67

Knallgasreaktion und Atmungskette PSE Die Knallgasreaktion haben wir schon kennen gelernt. Es handelt sich um die unkontrollierte Verbrennung von Wasserstoff und Sauerstoff. DG(p. H=7)=-2*F*[0. 81 V-(-0. 42 V)]=-237 k. J/mol Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 68

Knallgasreaktion und Atmungskette PSE Die kontrollierte Verbrennung ist in der Brennstoffzelle möglich (Apollo 13, Auto). In der Natur kommt Wasserstoff nicht frei vor. Er wird als NADH gespeichert. Gesamt: 1. 13 V Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 69

Knallgasreaktion und Atmungskette PSE Gesamt: 1. 13 V Þ -218 k. J/mol Diese Energie wird schrittweise abgegeben. Die „Verbrennung “ oder Oxidation treibt die Synthese von ATP. Diese Prozesse laufen in den Mitochondrien ab. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 70

Desinfektion Chlorbleiche/Chlor freie Bleiche PSE KMn. O 4 Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 71

Stickstoffoxide PSE Lachgas: N 2 O (Narkotikum) NO (Gefäßerweiterung) 1998 Nobelpreis für Medizin Nitroglycerin (Glyceroltrinitrat) bei Angina Pectoris, Herzinfarkt. Dynamit ist eine spezielle, sichere Formulierung des Nitroglyerins und wurde von Alfred Nobel erfunden. Darauf gründet sich der Reichtum Nobels und somit der Nobelpreis. Beim Versuch der Entwicklung eines neuen Herzmittels (NO-Regulator) wurde ein neuer Wirkstoff wegen seiner „Nebenwirkung“ zum Verkaufschlager. Siehe NO von Carl Djerassi (Science in Fiction, Oxygen, Autobiographie „Mutter der Pille“) Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 72

Fragen 9/Zeeck Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 73

Fragen 9/Zeeck Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 74

Inhalt: Allgemeine, Anorganische und Physikalische Chemie 1 2 3 4 5 6 7 8 9 PSE Atombau und Periodensystem Chemische Bindung Zustandsformen der Materie Heterogene Gleichgewichte Chemische Reaktionen Salzlösungen Säuren und Basen Redoxvorgänge (Oxidation und Reduktion) Metallkomplexe Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 75

Säuren und Basen (Wiederholung) PSE Diesen Prozess nennt man Dissoziation. Bei der Dissoziation von Säuren werden Protonen freigesetzt. Bei der Dissoziation von Basen werden Hydoxid-Ionen freigesetzt. Hydoxid-Ionen reagieren mit Protonen zu Wasser. Brønsted-Definition: Säuren geben Protonen ab, sie sind Protonendonatoren. Basen nehmen Protonen auf, sie sind Protonenakzeptoren. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 76

Säuren und Basen Definition nach Lewis PSE Brønsted-Definition: Säuren geben Protonen ab, sie sind Protonendonatoren. Basen nehmen Protonen auf, sie sind Protonenakzeptoren. Lewis-Definition: Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren. Basen sind Elektronenpaardonatoren. Nach Brønsted ist HCl eine Säure, ein Protonendonator. Nach Lewis ist H+ die Säure, ein Elektronenpaarakzeptor. Bei der koordinativen Bindung stammen beide Elektronen vom Liganden. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 77

Beispiele PSE L: Ligand Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 78

Koordinative Bindung PSE Sie bestehen aus einem Zentralatom und Liganden. Das Zentralatom ist häufig ein Metall der Nebengruppen (Ein Elektronenpaarakzeptor benötigt eine Elektronenlücke, also leere p-Orbitale oder d-Orbitale). Als Liganden kommen diverse Anionen und Moleküle in Frage. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 79

Weitere Beispiele Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 80

Cisplatin (cis-Diamindichlorplatin ) PSE Quadratisch planar Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 81

Chelate/Entropie Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen PSE Seite 82

Beispiele (Lewisformel) 2 PSE 2 2 0 2 2 2 0 In Lewisformeln repräsentiert jeder Strich ein Elektronenpaar. Dabei müssen Kohlenstoffatome (die wichtigsten Atome in der org. Chemie) nicht durch ein C gekennzeichnet werden. Sie können auch durch Punkte gekennzeichnet, an denen Bindungen enden (bzw. sich treffen – dort enden zwei oder mehr Bindungen). An den so dargestellten Kohlenstoffatomen können die Wasserstoffatome weggelassen werden. Der Chemiker weiß, dass Kohlenstoff vierbindig ist und ergänzt die fehlenden Wasserstoffatome gedanklich. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 83

Beispiele PSE Die Komplexierung kann durch zwei gleiche, Oder durch zwei verschiedene Atome erfolgen. Vorlesung: Chemie für Mediziner und Medizinische Biologen an der Universität Duisburg-Essen Seite 84