Chemische Grundlagen. Eine Überblicksdarstellung

Bausteine der Atome

Isotope und Atommassen

Nach Dalton ist jedes Element aus einer einigen Atomsorte zusammengesetzt. Jedoch wurde nachgewiesen, daß sie aus einem natürlichen Gemisch von Atomen mit ganzzahliges Massenzahlen mit gleicher Protonenzahl bestehen, aber eine unterschiedliche Neutronenanzahl haben können.

Diese Art von Atomen werden Isotope genannt. Bei ihnen ist bei unterschiedlicher Masse die gleiche Anzahl von Kernladungen (Protonen) zu finden. Die Isotope sind mit fast gleichen chemischen Eigenschaften ausgestattet.

Die verschiedenen Isotope werden bei gleicher Stelle im Periodensystem unterschiedlich gekennzeichnet.

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Nukleonenzahl

Ordnungszahl

In der Natur gibt es nur 19 Elemente die keine Isotope besitzen und diese werden auch Reinelemente genannt. Von den 334 in der Natur vorkommender Nuklide sind 72 nicht lange haltbar und ihr Atomkern zerfällt und geht dabei in den Kern mit einer höheren Ordnungszahl über. Dieser Zerfall wird radioaktiv genannt.

Atommasse ≈ doppelte Kernladungszahl (Masse der Protonen wird gleichgesetzt mit der Masse der Neutronen)

Die bei der Bildung eines Isotop aus einem Elementarteilchen freiwerdende Energie ist auch ein Maß für die Stabilität. So ist ein Isotop mit gleicher und ganzahliger Protonen- und Neutronenzahl besonders stabil. 42He oder 126C sind Beispiele dafür. Ein immer größerer Neutronenüberschuß gewährleistet die Stabilität eines Nuklids.

Schwere Elemente haben stets eine größere Neutronenzahl als Protonenzahl bis zum 2,5 fachen (Z=80 200Hg).

Die realtive Atommasse bezieht sich auf dem Standartatom und ist ein dimensionsloses Verhältnis. Für das Standardatom wurde 1961 von der IUPAC (I nternational U nion of P ure and A pplied C hemistry) das Kohlenstoffisotop 12C mit der Atommasse 12,000 festgelegt. 1/12 der absoluten Masse des 12C-Isotop wird als atomare Masse u bezeichnet und hat den Wert 1,6606 * 10-27 kg.

Beispiele dafür sind:

1,0080 für Wasserstoff

15,9994 für Sauerstoff

Massendefekt

Der Atomkern eines Isotops hat eine geringere Masse als die Summe der Protonen und Neutronen woraus sich das Nuklid zusammengesetzt ist. Die Bindungsenergie, die Protonen und Neutronen bindet läßt sich aus dem Massendefekt errechnen.

Der Massendefekt ist die Differenz der tatsächlichen Masse eines Nuklid und der Summe der Masse der Bausteine.

In Massenverlust ist das Resultat, wenn sich Protonen und Neutronen zu einem Atomkern kombinieren und in einem ergieärmen und stabileren Zustand überführt wird. Die freiwerdende Kernbindungsenergie ist mit einer Energieabnahme und einem Massenverlust verbunden.

Freie Nukleonen haben eine durchschnittliche Masse von 1,008 u, durch den Massendefekt sind die gebundenen Nucleonen eine Masse von 1,000 u.

Aufbau des Periodensystems der Elemente

Der gesetzmäßige Aufbau der Elektronenschalen und des Kerns legt den Gedanken nahe, die chemischen Elemente nach einem bestimmten System zu ordnen. Es ist das große Verdienst von D.I. Mendelejew (1834 – 1907) und L. Meyer (1830 – 1985) daß die beiden unabhängig voneinander im Jahr 1896 dieses Periodensystem aufgestellt haben, obwohl zu diesem Zeitpunkt nur etwas 60% der chemischen Elemente bekannt waren und die Atommassen noch viele Ungenauigkeiten aufwiesen. Meyer und Mendelejew ordneten die Elemente nach ihren Atommassen. Wir wissen heute, daß die chemischen Eigenschaften eine Funktion der Elementenhülle sind. Als ordnendes Prinzip gilt daher die Kernladungszahl oder die Ordnungszahl (deshalb dieser Name).

Hauptgruppenelemente:

Bei den Hauptgruppenelemente vollzieht sich der Aufbau der äußeren Elektronenschale bis zu 8 Elektronen, wenn man das Bohr´sche Modell zugrunde legt. Es werden die bahnen mit den Nebenquantenzahlen s und p gefüllt. Die Zahl der s- und p-Elektronen ergibt die Gruppennummer. Es gibt somit 8 Hauptgruppen, die man mit römischen Zahlen bezeichnet. Da es 7 Hauptgruppenquantenzahlen (K bis Q) gibt, existieren 7 Perioden. In der 1. Periode werden die Elemente mit der Ordnungszahl 1 und 2, in der 2. Periode die Elemente 3 bis 10 usw. angeordnet. In der gleichen Hauptgruppe sind somit alle Elemente vertreten, die die gleich Anzahl s- p-Elektronen besitzen und bei denen die energieärmeren Niveaus voll besetz sind.

Nebengruppenelemente:

Bei den Nebengruppenelementen bleiben die Außenelektronen des vorangegangenen Hauptgruppenelementes erhalten, und es erfolgt jetzt der Aufbau der zweitäußeren Schale von 9 bis 18 Elektronen. Es handelt sich hier um die Nebenquantenzahl d. Um bei der Zahl 8 zu bleiben, faßt man die Elemente mit dem Aufbau d6, d7 und d8 zu einer Nebengruppe, der 8. Zusammen. Die Nebengruppen kennzeichnet man durch arabische Zahlen. Die 2. Nebengruppe hat folgenden Aufbau in den beiden äußeren Elektronenschalen:

Kadmium: 4s2 4p6 4d10 5s2

Lanthaniden und Aktiniden:

Bei den Lanthaniden und Aktiniden wird die drittäußere Elektronenschale (N bzw. O) weiter von 19 bis zu 32 Elektronen aufgebaut. Es handelt sich also um die Nebenquantenzahl f, die 14 Möglichkeiten besitzt. Es gibt somit 14 Lanthaniden und 14 Aktiniden, wobei die ersteren in der 6. Periode und die zweiten in der 7. Periode anzuordnen sind. Der Name dieser Gruppe ergibt sich aus dem vorhergehenden Nebengruppenelement Lanthan bzw. Aktinium. Da sich diese Elemente jeweils nur in der Besetzung der drittäußeren Schale unterscheidet, sind sie chemisch sehr ähnlich. Die künstlichen Elemente nach dem Uran bezeichnet man auch als Transurans. Man muß dabei beachten, daß diese Stoffe in der Natur nicht vorkommen, da sie radioaktiv sind und nur eine sehr kurze Halbwertszeit besitzen. Sicher wird ihre Zahl durch die wachsende Entwicklung der Teilchenbeschleuniger noch zunehmen.

Beschreibung des Bohr´schen Atommodell und Orbitalmodell am Beispiel des Wasserstoffatoms

Das Bohr´sche Schalenmodell ist für gewisse grundlegende Modell zur Erläuterung des Aufbaus von Atomen geeignet, jedoch ist dieses Modell nicht geeignet um genauer Aussagen zu machen. Erst durch die Arbeiten von z.b. Heisenberg können genauere Erklärungen gegeben werden.

Nach dem Bohr´schen Atommodell bewegt sich ein Elektron auf einer kreisförmigen Umlaufplan mit der Geschwindigkeit v in einem Abstand r vom Kern.

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Nach dem Coulombschen Gesetz herrscht zwischen Elektron und Proton eine Anziehungskraft:

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Wobei sich die kinetische Energie vom Elektron stammt und die potentielle durch die elektrische Anziehungskräfte herrührt.

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Somit hängt die Energie des Elektrons nur vom Radius r ab.

Das Bohr´sche Modell ist jedoch nicht mit der klassischen Theorie der Elektrodynamik nicht vereinbar, denn ein Elektron , daß kreist, müßte bei jeder Bewegung ein periodisches Feld erzeugen und somit Energie abgeben. Dies hat zur Folge, daß es an Geschwindigkeit verliert und schließlich mit dem Kern verschmelzen würde.

Bohr postulierte als erste Grundannahme, daß es im H-Atom Orbitale gibt, auf den sich ein Elektron strahlungsfrei bewegen kann. Es seinen Bahnen, die der Drehimpuls (m * v * r) ein ganzzahliges des durch 2p dividierten Planckschen Wirkungsquantums h ist.

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Die Quantelung des Bahndrehimpuls ist für das Elektron im Wasserstoffatom nur in bestimmten Bahnen und nur mit den dazugehörigen Energiebeträgen nach Bohr möglich.

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Die Moderne Quatentheorie

Um die komplexen Anziehungskräfte zwischen den Teilchen zu erklären, reicht das Modell nach Bohr nicht aus. Die wichtigen Schlußfolgerungen der Welle-Teilchen-Dualität ist die von Heisenberg 1927 aufgestellte Unschärferelation. Sie sagt aus, daß für Elementarteilchen kein genauer Ort und Impuls mit absoluter Genauigkeit angegeben werden kann. Sie kann nur als ungefähres Produkt aus der Unschärfe des Impulses (∆(mv) und der Unschärfe der Lage (∆x) angegeben werden und hat die Größenordnung des Planckschen Wirkungsquantums ħ

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Nach der Bohr´schen Theorie beträgt die Geschwindigkeit eines Elektrons im Grundzustand v = 2,18 * 106m * s-1 und ist nach der Unschärfe der Geschwindigkeit ∆v somit ∼ 104m * s-1 und für die des Ortes ergibt sich:

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Die Unschärferelation zeigt nicht nur das die Bohrsche Theorie falsch ist, sondern auch das für das Elektron nur eine gewisse Wahrscheinlichkeit des Aufenthalts bestimmt werden kann. Dies ist auf den gleichzeitigen Wellen-, und Teilchencharakters des Elektrons zurückzuführen.

Für das H-Atom ist die Wellenfunktion nach Schrödinger exakt lösbar. Daher kann man die Wellenfunktion für ein nicht angeregtes H-Atom im 1s-Zustand und ohne Knotenflächen so errechnen:

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Für die Beschreibung von Mehrelektronensystemen kann es nur zu Näherungslösungen kommen. Die Orbitale sind im Zusammenhang mit der modernen Quantentheorie mit Wahrscheinlichkeiten zu beschreiben und zeigen verschiedene Strukturen.

Die schon im Bohr´schen Modell eingeführte Quantenzahl n gibt die Energie an. Je höher die Hauptquantenzahl n um so höher die Energie, ebenso wie der mittlerer Abstand zwischen Atomkern und Elektron. Die Energieniveaus werden als Schalen und mit Großbuchstaben K, L, M, N,etc. bezeichnet.

Der emergieärmste Zustand wird Grundzustand genannt und befindet sich auf der K-Schale, die folgenden werden angeregte Zustände genannt und werden mit den folgenden Schalen L, M, N bezeichnet.

Wenn einem Wasserstoffatom soviel Energie zugeführt wird, das es den Atomverband verläßt, wird die erforderliche Energie Ionisierungsenergie genannt. Bei H-Atomen beträgt sie 13,6 eV.

Daneben steht die Nebenquantenzahl ℓ in Beziehung zur Hauptquantenzahl n.

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Neben den beiden Quantenzahlen tritt noch die Magnetquantenzahl m in Erscheinung die bereits 1896 von Zeeman durch die Aufspaltung von Spektralfarben entdeckt wurde.

Sie spaltet die Nebenquantenzahl ℓ in m = 2 * ℓ + 1 neue Linien auf, die symmetrisch und äquidistant um die Basislinie ist. Dieser Zeeman -Effekt zeigt im Magnetfeld die unterschiedlichen Energiezustände und zeigt die Orientierungsmöglichkeiten, die ein bestimmter Orbitaltyp relativ zur Richtung des magnetischen Feld einnimmt.

Jedes Elektron hat daneben noch einen Eigendrehimpuls, der durch die Eigendrehung zustande kommt und Elektrospin genannt wird, der entweder parallel oder antiparallel zum Orbitaldrehimpuls ist. Er hat die Spinquantenzahl s +½ oder – ½ . Die Richtung wird durch Pfeile angedeutet

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3px-Orbital 3py-Orbital 3pz-Orbital

Magnetenquantenzahl: Orbitalorientierung im Magnetfeld

Carbonsäuren

Milchsäure:

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D(-) Milchsäure

DL-Milchsäure (Gärungsmilchsäure)

Fleischmilchsäure entsteht in arbeitenden Muskeln bei Sauerstoffmangel aus Glkogen (Glykolyse). Abbau des Glykogens über Glycose-1-phosphat zu Benztraubensäure.

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Decarboxilierung:

Aus der COOH-Gruppe wird OH unter Bildung von CO2 herausgetrennt.

Zucker, sowohl Hexose als auch Pentose werden durch Milchsäurebakterien gewöhnlich zu D(-) Milchsäure abgebaut.

Bestimmt Bakterien produzieren selektiv L(+)Milchsäure und D(-)Milchsäure

Homofermantativer Abbau (der Glucose):

C6H12O6 -------> 2 CH3--CH(OH)--COOH

Heterofermentativer Abbau:

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Kefir

D(-)Milchsäure kann im menschlichen Organismus nicht verstoffwechselt werden.

L-Lactaldehydrogenase ist im menschlichen Körper nicht vorhanden.

Weinsäure:

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Salze der L(+)Weinsäure:

Tratrate (2 H + Tratrat-Ion) H2T <----> 2H+ + Te-

Neutrale Kaliumsalze K2T / H2T + H2T --> 2 KHT

Saures Kaliumtratrat (Weinstein) KHT

Kaliumtratrat: CaT + 4 H2O

Salze der DL-Weinsäure (Uvate):

Ca--DL--T X 4 H2O bzw. (Ca--DL--T x 4 H2O)2

Verwendung der DL-Weinsäure zur Erniedrigung das Ca-Gehaltes im Wein. Sie sind herstellbar durch Oxidation von Maleinsäurehydrit mit H2O2

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Nach Abspaltung des Wassers (s.oben) entsteht eine Verbindung an den freien Elektronen von O und C (C-O-C-Brücken. Dabei fällt Weinstein aus, es entstehen kristalline Strukturen.

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