Anorganische und allgemeine Chemie
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Bücher Axel Zeeck Chemie für Mediziner, 8. Aufl. Elsevier, Urban & Fischer € 35.99 (März 2014) Claus-Thomas Emmig Original-Prüfungsfragen mit Kommentar GK1 (Physikum): Chemie für Mediziner Thieme, Stuttgart € 22.99 (September 2011) Charles E. Mortimer, Ulrich Müller Chemie (Rechenwege und Lösungen im Internet) Thieme, Stuttgart, 12. Aufl. € 64.95 (Oktober 2015) Bernd Engels, Reinhold Fink, Tanja Schirmeister, Carsten Schmuck Chemie für Mediziner Pearson Studium € 49.95 (September 2008) Inhalt: Allgemeine und Anorganische Chemie • • • • • • • • • • • Stoffbegriff Atombau Periodensystem der Elemente Grundtypen der chemischen Bindung Erscheinungsformen von Materie Heterogene Gleichgewichte Chemische Reaktionen Salzlösungen Säuren und Basen Oxidation und Reduktion Metallkomplexe und bioanorganische Chemie Der Stoffbegriff Definition: Chemie ist die Lehre von den Stoffen und ihren Umwandlungen Stoffe Heterogene Stoffe Homogene Stoffe (mehrere Phasen) (eine Phase) Lösungen Reine Stoffe (mehrere Komponenten, eine Phase) (eine Komponente) Verbindungen Elemente (AnBm) (Ax, By) Einteilung der dispersen Phasen Verteilung grobdispers kolloid molekulardispers Teilchengröße > 100 nm <109 Atome 1-100 nm 103-109 Atome 1 nm kleine Moleküle oder Ionen Sichtbarkeit der dispergierten Teilchen mit bloßem Auge oder Lichtmikroskop Elektronenmikroskop, Tyndall-Effekt Mischung optisch homogen Sedimentation sedimentiert sedimentiert in Ultrazentrifuge sedimentiert nicht Filtrierbarkeit Papierfilter Membranfilter nicht filtrierbar Kolloide Dispersionen Kolloiddispergierter Stoff Dispersionsmittel Bezeichnung Beispiele fest fest Kristallosol flüssig Sol gasförmig festes Aerosol Rubinglas (Glas mit kolloidalem Gold) kolloidaler Schwefel in Wasser Rauch flüssig fest flüssig gasförmig Gel Emulsion flüssiges Aerosol Gallerten Milch Nebel gasförmig fest flüssig fester Schaum Schaum Meerschaum Schlagsahne Die Stoffmenge Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol Definition: Ein Mol eines Stoffes enthält so viele Teilchen (Atome, Moleküle) wie Atome in 12 g Kohlenstoff des Isotops 12C enthalten sind. Avogadro-Zahl: 6,022 1023 mol-1 z.B.: 602.209.430.000.000.000.000.000 Atome Wasserstoff wiegen 1,0079 g Atombau - Elementarteilchen Aufbau und innere Struktur der Atome bestimmen ihre chemischen Eigenschaften Atomkern: Protonen Neutronen Nukleonen Atomhülle: Elektronen Proton Neutron Elektron Masse m0 1,0073 u 1,0087 u 5,485 10-4 Ladung q [As] + 1,602 10-19 0 - 1,602 10-19 1 u = 1,6606 · 10-27 kg = 1/12 m(12C) Rutherford´scher Streuversuch Ausdehnung der Elektronenhülle >> Atomkern Isotopie p+ = Kernladungszahl = Ordnungszahl p+ + n = Massenzahl in Atomen p+ = eMassenzahl Kernladungszahl E Ladungszahl Atomzahl Isotope: gleiche Kernladungszahl, unterschiedliche Massenzahl Isobare: unterschiedliche Kernladungszahl, gleiche Massenzahl Reinelement: Element besteht nur aus einem Isotop, z.B. 19F, 31P Mischelement:Element besteht aus mehreren Isotopen, z.B. C 98.89 % 12C, 1.11 % 13C, 1.2 10-10 % 14C Massendefekt und Kernbindungsenergie + + + 2 e- + + + + 2 p+ + 2 n 4He2+ 2 + 2 e- Masse der Elementarteilchen: m = 4,0319 u Masse des Heliumkerns m´= 4,0026 u 4 2He Massendefekt Dm = 0,0293 u Kernbindungsenergie KBE = 4,379 10-12 J/Atom = 2,637 1012 J/mol Abhängigkeit des Massendefekts von der Kernladungszahl Spaltung Fusion Kernreaktionen Aufbau von Atomkernen aus leichteren Kernen: 4 1H 1 4 2He + 2 1e 6 3Li + 1 0n 4 2He + 3 1H 14 7N + 1 0n 14 6C + 1 1H 14 7N + 1 0n 12 6C + 3 1H 14 7N + 4 2He 17 8O + 1 1H Kernspaltung: 235 92U + 1 0n 0 + 236 92U + Energie 92 36Kr + 142 56Ba + 1 90 38Sr + 143 54Xe + 3 0n 2 0n 1 Otto Hahn Modellvorstellung zur Kernspaltung Radioaktiver Zerfall a-Zerfall: Aussendung von He-Kernen 226 88Ra 222 286Rn + 4 2+ 2He + Energie b-Zerfall: Aussendung von Elektronen 227 89Ac 227 + 90Th + 0 -1e Henri Becquerel + Energie g-Strahlen: elektromagnetische Strahlung hoher Energie Marie Curie Halbwertszeit: Zeit, nach der die Hälfte der ursprünglich vorhandenen radioaktiven Substanz umgesetzt ist. t½ = 0.693 k (k = Zerfallskonstante) Medizinische Anwendung von Radionukliden Element Radionuklid Strahlungsart und Energie Halbwertszeit Anwendungsbeispiele Phosphor 32P 15 b─ (1,71 MeV) 14,3 Tage Strahlentherapie (Hemmung der Zellproliferation im Knochenmark) Cobalt 57Co 27 g (0,837 MeV) 270 Tage Strahlendiagnostik (Vitamin B12) 60Co 27 b─ (0,315 MeV) 5,3 Jahre g (1,33 MeV) Strahlentherapie (Karzinome) Technetium 99mTc 43 g (0,143 MeV) 6 Stunden Strahlendiagnostik (Szintigraphie von Schilddrüse, Herz, Leber, Hirn, Skelett usw.) Iod 125I 53 g (0,149 MeV) 60 Tage 131I 53 b─ (0,603 MeV) 8,1 Tage g (0,363 MeV) Schilddrüsentumore, Prostatatumore Strahlendiagnostik, Schilddrüsentumore, Morbus Basedow Hirntracer (Morbus Parkinson) Nierenfunktionsszintigraphie 123I Yttrium 90Y g (0,159 MeV) 13 Stunden b─ (2, 3 MeV) g (0,219 MeV) 64 Stunden Skelettmetastasen, Radioimmuntherapie Schalen- / Bahnenmodell M L Niels Bohr d K s p aber...... Energetische Abfolge der Energieniveaus Schale: 4f E n=4 4d N 4p n=3 3d 4s 3p !! M 3s n=2 2p L 2s n=1 1s K Aufbau der Elektronenhülle chemische Reaktionen Umordnung der Elektronen Kenntnis der Energie und des Aufenthaltsortes der Elektronen nötig Im neutralen Zustand ist die Zahl der Elektronen gleich der Zahl der Protonen im Kern. Jeder Elektronenzustand entspricht einem bestimmten Energiezustand. Jeder Energiezustand kann durch vier Quantenzahlen beschrieben werden. In einer Elektronenhülle gibt es keine völlig identischen Elektronenzustände (Pauli-Verbot). Durch die Quantenzahlen sind Energie und Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons definiert (Elektronenschalen, Orbitale). Quantenzahlen Hauptquantenzahl n beschreibt Abstand der Elektronen vom Kern n = 1, 2, 3...... alte Bezeichnung: K-, L-, M-, N-.......Schale Nebenquantenzahl l Unterniveaus innerhalb einer Schale l = 0 bis l = n-1 K-Schale enthält s-Elektronen L-Schale enthält s- und p-Elektronen M-Schale enthält s-, p- und d-Elektronen Magnetquantenzahl m weitere Aufspaltung der Unterniveaus m = ganze Zahlen von -l bis +l für s-Orbitale existiert ein Energieniveau für p-Orbitale existieren drei Energieniveaus für d-Orbitale existieren fünf Energieniveaus Spinquantenzahl beschreibt Drehrichtung des Elektrons um seine Achse Werte sind +½ und -½ Räumliche Gestalt der s- und p-Orbitale Räumliche Gestalt der d-Orbitale Atomspektroskopie Elektronen werden durch Energiezufuhr auf höhere Bahnen gehoben, der Rückfall auf das Ausgangsniveau bewirkt Aussendung von Licht (E = h ) E1 N M L K E2 Ionisation Anwendung der Atomspektroskopie Qualitative und quantitative Analyse Li Na K Elektronenkonfiguration der ersten zehn Elemente 1s 2s 2p 1H 1s1 2He 1s2 3Li 1s2 2s1 4Be 1s2 2s2 5B 1s2 2s2 2p1 6C 1s2 2s2 2p2 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4 9F 1s2 2s2 2p5 10Ne 1s2 2s2 2p6 Friedrich Hund Hundsche Regel: Entartete (energiegleiche) Orbitale werden zunächst einfach besetzt, bevor unter Spinpaarung eine Doppelbesetzung erfolgt. Das Periodensystem der Elemente I. VIII. H II. III. IV. V. Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ir Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Rh Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac I.: II.: III.: IV.: Alkalimetalle (außer H) Erdalkalimetalle Borgruppe (Triele, Erdmetalle) Kohlenstoffgruppe (Tetrele) V.: VI.: VII.: VIII.: VI. VII. Stickstoffgruppe (Pentele, Pnikogene) Chalkogene Halogene Edelgase He Das Periodensystem der Elemente Häufigkeit der Elemente Element 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. O Si Al Fe Ca Na K Mg H Cl P C N “Erde” 49,5 25,7 7,5 4,7 3,4 2,6 2,4 1,9 0,9 0,19 0,12 0,08 0,03 99% Körper 65,0 0,002 0,001 0,01 2,01 0,11 0,27 0,036 10,0 0,16 1,16 18,0 3,0 1-4: 96% 1-9: 99,7% 1. 5. 9. 7. 3. 8. 6. 2. 4. Durchschnittliche elementare Zusammensetzung des menschlichen Körpers (bezogen auf 70 kg, Angaben in g) H He 7000 Li Be B 0.002 0.01 C N O 12600 2100 45500 F 0.8 Na Mg Al Si P S Cl 105 35 0.1 1.4 700 175 105 K Ca Ga Ge As Se Br 140 1050 0.01 0.02 0.2 Rb Sr Sn Sb Te I 1.1 0.14 0.03 0.07 Cs Ba Pb Bi Sc Y Ra Zr V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 0.02 0.005 0.02 4.2 0.003 0.01 0.11 2.3 Nb Mo Tc Ru Ir Pd Ag Cd 0.3 La 0.02 Fr Ti Hf 0.002 Ta W In 0.03 Re Os Rh Pt Au Hg Tl 0.08 Ac Ne Ar Kr Xe 0.03 Po At Rn "Periodische" Eigenschaften der Elemente Hauptgruppen- / Nebengruppenelemente Metalle / Nichtmetalle Atom- / Ionenradien Ionisierungsenergien Elektronenaffinität Elektronegativität Haupt- / Nebengruppenelemente Metalle / Nichtmetalle Metalle Nichtmetalle Edelgase H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ir Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Rh Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Tendenzen bei Atomradien (Bindungsradien) Größenveränderung bei Ionenbildung größer Atom Anion k l e i n e r Kation Na: 186 pm K: 227 pm Cs: 265 pm Na+: 102 pm K+: 138 pm Cs+: 167 pm Cl: 99 pm Br: 114 pm I: 133 pm Cl-: 181 pm Br-: 196 pm I-: 220 pm Erste Ionisierungsenergie der Hauptgruppenelemente Elektronenaffinitäten der ersten 20 Elemente Elektronegativitäten der Elemente Linus Pauling Element Verbindung Element: Atome gleicher Kernladungszahl chemisch nicht weiter zerlegbar liegen in atomarer (Edelgase) molekularer (H2, O2, N2, P4) oder polymerer (Diamant) Form vor Verbindung: reiner Stoff aus unterschiedlichen Elementatomen konstante bestimmte Zahlenverhältnisse chemisch in Elemente zerlegbar liegen in molekularer (H2O, NH3, C2H5OH) polymerer (Peptide, PVC) oder ionogener (NaCl) Form vor Verbindungen entstehen durch das Knüpfen von Bindungen zwischen gleichen oder unterschiedlichen Atomen Oktett-Regel 8 Elektronen in der Außenschale ist eine energetisch besonders begünstigte Anordnung für Hauptgruppenelemente (Ausnahme Wasserstoff, Helium) Wertigkeit Zusammensetzung Bindungstypen Bindungen werden durch Wechselwirkung der Valenzelektronen der beteiligten Atome gebildet Stellung der Bindungspartner im PSE (s. Elektronegativität) bestimmt Bindungstyp Ionenbindung DEN 2 Atombindung (kovalente Bindung) 0 < DEN < 2; EN > 2 Metallbindung DEN 0; EN < 1.5 koordinative Bindung Komplexe der Übergangsmetalle Ionenbindung (heteropolare Bindung) Kationen (positiv geladen) Anionen (negativ geladen) Ionengitter Bindung beruht nur auf elektrostatischer Anziehung ungerichtet Atombindung (kovalente oder homöopolare Bindung) Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen Atomen H H H H H H H Cl H Cl O N H H H C H H H N H H H H O H H H C H H H gerichtet sp3-Hybridisierung, z.B. Methan Valenzelektronenkonfiguration d. Kohlenstoffs: 2s2 2p2 In Methan CH4 sind aber alle Bindungen gleich Atomorbitale Grundzustand Hybridorbitale angeregter Zustand Bindungswinkel 109.5° sp3-Hybridisierung sp2-Hybridisierung, Doppelbindungen, z.B. Ethen Grundzustand Bindungswinkel 120° angeregter Zustand sp2-Hybridisierung sp-Hybridisierung, Dreifachbindungen, z.B. C2H2 Grundzustand angeregter Zustand Bindungswinkel 180° sp-Hybridisierung Zusammenfassung Hybridisierung Hybridi- Linearkombination von sierung Anzahl Hybridorbitale Bindungswinkel Anordnung sp ns, npz 2 180° linear sp2 ns, npy, npz 3 120° trigonal-planar sp3 ns, npx, npy, npz 4 109.5° tetraedrisch dsp2 (n-1) d x2-y2 , ns, npx, npy 4 90° quadratischplanar dsp3 (n-1) d z2, ns, npx, npy, npz 5 90° u. 120° trigonalbipyramidal sp3d ns, npx, npy, npz, nd 5 90° u. 120° trigonalbipyramidal d2sp3 (n-1) d x2-y2 , (n-1) d , ns, npx, npy, npz 6 90° oktaedrisch sp3d2 ns, npx, npy, npz, nd x2-y2 , nd z2 90° oktaedrisch 6 Molekülorbitale, H2 Alle Elektronen sind negativ geladen. Warum stoßen Sie sich nicht ab, sondern bilden eine Bindung aus? Atomorbitale der Bindungspartner Molekülorbitale Molekülorbitale, O2 Diradikal Bindungsgrad und Bindungslänge Bindigkeit: Anzahl der von einem Atom ausgehenden Bindungen Bindungsgrad: Anzahl der Bindungen zwischen zwei Atomen H3C CH3 154 pm H2C CH2 135 pm HC CH 121 pm O O N N 121 pm 110 pm Koordinative Bindung Ein Bindungspartner steuert beide Elektronen bei (freies Elektronenpaar), der andere weist entsprechend eine Elektronenlücke auf. F F H B N H F H 2 OH2 CN OH2 H2O Na Fe OH2 H2O OH2 CN NC CN NC CN Metallische Bindung Metalle: niedriges Ionisierungspotential niedrige Elektronegativität positive Metallionen besetzen Gitterplätze im Kristall Elektronen sind frei beweglich Molekülorbitale über den ganzen Kristall "verschmiert" Bänder Metallische Bindung Germanium Schwache Wechselwirkungen Wasserstoffbrückenbindung: in Wasserstoff-haltigen Verbindungen mit polarisierten Atombindungen und freien Elektronenpaaren Fp. Kp. CH4 SiH4 -184 -184 -164 -111 NH3 PH3 -78 -134 -33 -88 H2O H2S 0 -86 100 -60 H Sdp./K O H H H O H O H H O H O H H n Wasserstoffbrückenbindungen in der Natur wichtigstes Beispiel: Doppelstrang der DNA H CH3 N O H N N O N H H N N N N N H O N H O H N N N N H Thymin / Adenin Cytosin / Guanin N Schwache Wechselwirkungen van der Waals-Wechselwirkung: intermolekulare Kräfte zwischen unpolaren (London-Kräfte) Molekülen (momentane Dipole wegen Elektronenbewegung) hydrophobe Wechselwirkung: unpolare Moleküle oder Molekülteile weisen eine Tendenz zur Zusammenlagerung auf (z.B. Fette, Seifen) Bindungsenergien Bindungstyp Beispiel Bindungsenergie in kJ mol-1 Atombindung H-H C-H C-C C=C 450 400 350 600 polare Atombindung O-H 450 Ionenbindung NaCl-Gitter 750 koordinative Bindung Na+ (aq.) 400 van der Waals-Bindung N2 / N2 < 10 Wasserstoffbrücken H2O / H2O ROH / ROH 40 20 hydrophobe Wechselwirkung CH2 / CH2 < 10 Kriterien der Aggregatzustände Festkörper Flüssigkeit Gas Kohäsionskräfte groß mittel sehr gering Strukturordnung gering (Glas) hoch (Kristall) gering sehr gering Phasenumwandlungen Gas Erstarren Flüssigkeit Festkörper Schmelzen Der gasförmige Zustand regellose Molekülbewegung jeden Raum erfüllend keine Phasengrenzen Ekin = f (T) Zustandsgrößen Zustandsgleichung allgemeine Gasgleichung Normzustand (Kinetische Gastheorie) Gesetz von Boyle-Mariotte p V = const (n, T) p= Robert Boyle const V Gesetz von Gay-Lussac (bzw. Charles) V = const T (bei konstantem Druck) Joseph-Louis Gay-Lussac Allgemeine Gasgleichung Boyle-Mariotte V ~ 1/p Gay-Lussac V~T Avogadro V~n Antoine Lavoisier pV=nRT R = allgemeine Gaskonstante = 8,314 J mol-1 K-1 Molvolumen eines idealen Gases pV=nRT Normzustand: 0°C = 273,15 K 1,013 bar = 1,013 105 Pa Molvolumen = 22,4 l Kinetische Gastheorie Ekin = 1 mv2 ~ T 2 Ekin = v= 3 RT 2 3RT M Mittlere Molekülgeschwindigkeiten bei 20°C: H2 H2O N2 O2 CO2 1930 m/s 640 m/s 515 m/s 480 m/s 410 m/s ½ Zusammensetzung der Luft Kohlendioxid, 0,034% Sauerstoff, 20,95% Helium 0,0005% Argon 0,93% Stickstoff, 78,08% Partialdruck: Neon 0,002% Der flüssige Zustand Abkühlen eines Gases Ekin sinkt Phasenwechsel Beweglichkeit d. Teilchen kleiner als im Gas Abstand d. Teilchen kleiner als im Gas (Nahordnung) definiertes Volumen variable Form Dampf Oberflächenspannung Verdampfung Flüssigkeit Dampfdruck einer Flüssigkeit N p = f (T) T1 E N T2 e E Dampfdruckkurve p 2 1,013 bar 760 Torr p = f (eT) 1 Siedepunkt 1 Tripelpunkt 2 Kritischer Punkt T Phasendiagramm von Wasser (H2O) Phasendiagramm von Kohlenstoffdioxid (CO2) Schmelzpunktserniedrigung, Siedepunktserhöhung Der feste Zustand hohe Kräfte zwischen den Teilchen geordnete Verbände ( Kristall amorphe Festkörper Fernordnung, Nahordnung) Schwingung der Teilchen auf den Gitterplätzen (geringe E kin) Modifikationen: ein Element oder eine Verbindung kommt als Feststoff mit unterschiedlichen Anordnungen der Atome bzw. Moleküle vor. Beispiele: Diamant / Graphit metallisches / "graues" Zinn Kugelpackungen Kubisch dichteste Kugelpackung ABC Hexagonal dichteste Kugelpackung ABA Tetraeder- und Oktaederlücken Heterogene Gleichgewichte Definition: Ein Stoff verteilt sich auf mehrere Phasen ohne Änderung der äußeren Bedingungen keine Veränderung der Verteilung keine chemische Reaktion des Stoffes Stofftrennungen Kontrolle der Verteilung von Stoffen zwischen verschiedenen Organen oder Geweben Gesättigte Lösungen Löslichkeit: Konzentration des gelösten Stoffes / Salzes in der gesättigten Lösung Dynamisches Phasengleichgewicht [A]Lsg K= [A]fest L = [A]Lsg Nernstscher Verteilungssatz Verteilung eines Stoffes A in zwei nicht miteinander mischbaren Lösungsmitteln Kv = z.B. Oberphase Ether, Unterphase Wasser, Kv (A) = 4 Kv (B) = 0,25 [A]Oberphase [A]Unterphase 80% in Etherphase 20% in Wasserphase 20% in Etherphase 80% in Wasserphase Löslichkeit von Gasen L = kH pA O2 L N2 He p Atmung (O2, CO2) Inhalationsnarkose "Taucherkrankheit" Adsorption an Oberflächen adsorbierte Menge Sättigung p bzw. c abhängig von: Größe der Oberfläche Konzentration der zu adsorbierenden Substanz Temperatur Diffusion passiver Stofftransport entlang eines Konzentrationsgradienten innerhalb der Membran (in der Natur meist aktiver Transport gegen den Gradienten) Membran: durchlässig für Lösungsmittel und Gelöstes Dialyse Trennung von hochmolekularen und niedermolekularen gelösten Stoffen Porengröße der Membran kleiner als bei Diffusion ( 10 nm) Lösungsmittel mit Ionen Makromoleküle Ionen Reines Lösungsmittel Osmose Membran ist nur für das Lösungsmittel permeabel, nicht für den gelösten Stoff Beginn Gleichgewicht p p=P= n V RT Auswirkung des osmotischen Drucks auf Erythrozyten isotonisch hypotonisch hypertonisch Donnan-Gleichgewicht Ionengleichgewicht an biologischen Membranen, durch die eine Ionensorte wegen ihrer Größe nicht diffundieren kann Anfang Gleichgewicht I Cl- II K+ K+ I P- [K+]I [Cl-]I = [K+]II [Cl-]II Cl- II K+ Cl- K+ P- DE log ( [K+]II / [K+]I ) Heterogene Gleichgewichte in Trennverfahren Destillation: Trennung von Flüssigkeiten mit unterschiedlichen Siedepunkten, Anreicherung der niedriger siedenden Substanz in der Gasphase Sublimation: Trennung von Feststoffen mit unterschiedlichen Dampfdrücken Lyophilisierung: Gefriertrocknung Kristallisation: Trennung von Feststoffen über unterschiedliche Löslichkeiten Extraktion: s. Nernst´scher Verteilungssatz Dialyse: s. Gleichgewichte an Membranen Chromatographie: Substanzgemisch wird in flüssiger Form (Flüssigkeitschromatographie) oder gasförmig (Gaschromatographie) an feste Phase adsorbiert, Trennung von Substanzen über unterschiedliche Adsorptions- und Desorptionsgleichgewichte Chemische Reaktionen A Charakterisierung der Reaktion E Charakterisierung der Stoffe Stöchiometrie physikal. Eigenschaften Reaktionstyp Zusammensetzung Energetik Struktur Geschwindigkeit Bindung Beeinflussung chem. Reaktivität Massenwirkungsgesetz A E Chemische Reaktionen sind meist Gleichgewichtsreaktionen Hinreaktion und Rückreaktion laufen gleichzeitig ab, die Reaktion kommt von außen gesehen zum Stillstand (homogenes, dynamisches Gleichgewicht), die Konzentrationen aller beteiligten Stoffe sind konstant [C] [D] K= [A] [B] Chemische Thermodynamik 1. Hauptsatz Reaktionsenthalpie 2. und 3. Hauptsatz Reaktionsentropie Gibbs-Helmholtz-Gleichung Freie Reaktionsenthalpie Voraussage der Reaktionswahrscheinlichkeit Systemarten offenes System Energie geschlossenes System Stoff abgeschlossenes System Energie ME + MA = const ME + MA = const E = const Erster Hauptsatz der Thermodynamik Jedes System besitzt in einem bestimmten Zustand (V, p, T, n) eine bestimmte innere Energie U Chemische Reaktion bewirkt Änderung der inneren Energie DU = Q + W zugeführte bzw. abgegebene Wärme am System bzw. vom System geleistete Arbeit Volumenarbeit (Kompression oder Expansion von Gasen) Volumenarbeit F A = Fläche d. Stempels F p= A DV = VEnde – VAnf. =Ah h F=pA h= -w = F h -w = p DV DV A Die Enthalpie H 1. Hauptsatz: U = Q + W DU = DQ - p DV Für DV = 0 (isochor) gilt Für Dp = 0 (isobar) gilt DQ = DU DQ = DU + p DV (QEnde – QAnf.) = (UEnde + pVEnde) – (UAnf. + pVAnf.) = HEnde – HAnf. = DH (Enthalpieänderung) Standardreaktionsenthalpie DH0: bei 298 K (25°C) und 101,3 kPa Druck Kalorimeter Vorzeichenkonvention H + DHR - DHR Reaktionsverlauf Anfang Ende Anfang Ende HE > HA HE < HA endotherm exotherm Reaktionsenthalpien Änderung der Enthalpie eines Systems auf Grund einer chemischen Reaktion (Wichtig: Angabe der Aggregatzustände!) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) DH0 = -286 kJmol-1 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) DH0 = -242 kJmol-1 -44 kJmol-1 Kondensationsswärme des Wassers Der Hess´sche Satz Enthalpie ist eine Zustandsfunktion DH unabhängig vom Weg 2 C (s) + O2 (g) 2 CO (g) Reaktionsenthalpie einer Brutto-Gleichung kann aus Teilreaktionen berechnet werden. DH0 (1) 2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) DH0 (2) 2 C (s) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) DH0 (3) Bildungsenthalpien Enthalpieänderungen, die bei der Bildung von Verbindungen direkt aus den Elementen auftreten, bei Standardbedingungen Standardbildungsenthalpien DH0B Aus den Standardbildungsenthalpien läßt sich jede beliebige Reaktionsenthalpie berechnen. A A + B B C C + D D DHR0 = [ (X DHB0 )Produkte – (X DHB )Edukte ] 0 Wichtig: Stöchiometrie, Aggregatzustände, Standardzustand, Bildungsenthalpie der Elemente = 0!! Reaktionsenthalpien aus Bildungsenthalpien Verbrennung von Ethanol: 25°C C2H5OH (l) + 3 O2 (g) DHB0 : -278,7 101 kPa 0 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) -394,1 -286,4 kJmol-1 DHR0 = [2 DHB0 (CO2) + 3 DHB0 (H2O)] - [DHB0 (C2H5OH) + 3 DHB0 (O2)] = [2 (-394,1) + 3 (-286,4)] - [(-278,7) + 0] = -1368,7 kJmol-1 (exotherm) Verbrennung von Glucose: ("Rückreaktion" Photosynthese) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 25°C 101 kPa 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) 0 DHR = -2815 kJmol-1 Die Entropie (2. + 3. Hauptsatz) Entropie Maß für die Ordnung bzw. Unordnung eines Systems wächst mit zunehmender Unordnung (2. HS) am absoluten Nullpunkt ist sie 0 (3. HS) DSR0 = ( DS0)Prod. - ( DS0)Ed. Entropie gasförmig Prozesse unter Entropieerhöhung: flüssig S0 (Elemente) 0 !! fest Schmp. Sdp. T Temperaturerhöhung Volumenvergrößerung Druckerniedrigung Phasenübergänge (s/l, l/g) Teilchenzahlvergrößerung Mischungsvorgänge Die freie Standardreaktionsenthalpie Die Natur ist bestrebt die Enthalpie zu minimieren die Entropie zu maximieren GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung DGR0 = DHR0 - T DSR0 DGR0 < 0 exergonisch, Reaktion läuft freiwillig ab DGR0 > 0 endergonisch, Rückreaktion läuft freiwillig ab DGR0 = 0 System ist im Gleichgewicht, keine Arbeitsleistung möglich Fall 1: Exotherme Reaktion A+B C+D DHR < 0 DH – T DS = DG spontaner Verlauf der Reaktion Fall 2: Endotherme Reaktion A+B C+D DHR > 0 DH – T DS = DG spontaner Verlauf der Reaktion Beispiel: Enthalpiegetriebene Reaktion Verbrennung von Ethanol: 25°C C2H5OH (l) + 3 O2 (g) S0 160,7 101 kPa 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) 205,0 213,6 0 DSR = [2 213,6 + 3 69,9] – [160,7 + 3 205,0] = -138,8 J/mol K 0 DHR = -1368,7 kJmol-1 (exotherm) 0 DGR = (-1368,7 kJ/mol) – 298 K (-0,1388 kJ/mol K) = -1327,3 kJ/mol (exergon) 69,9 J/mol K Beispiel: Entropiegetriebene Reaktion N2O5 (s) DHB: -41,8 2 NO2 (g) + ½ O2 (g) 33,85 0 kJ/mol 240,5 205 J/mol K DH0R = + 109,5 kJ/mol S0 : 113,4 DSR = +470,1 J/mol K 0 0 DGR = 109,5 kJ/mol – 298 K (0,471 kJ/mol K) = -30,6 kJ/mol Freie Reaktionsenthalpie und chemisches Gleichgewicht A+B C+D G A+B DG0 DGHin C+D DGRück Gleichgewicht 50 % DG = DG0 + R T ln [C] [D] [A] [B] 100 % DG0 = - R T ln Umsatz [C] [D] [A] [B] (im Gleichgewicht) Aktivierungsenergie bisher nur Anfangs- und Endzustand betrachtet, manche Reaktionen laufen aber nicht ab, obwohl sie exergonisch sind vor der eigentlichen Reaktion energieverbrauchende Schritte: Lösen von Bindungen höherer Ordnungsgrad wegen notwendiger räumlicher Nähe der Teilchen Aktivierungsenergie EA E < EA E > EA Arrhenius-Gesetz N höhere Temperatur Mehr Teilchen mit E > EA EA k =Ae E -EA/RT ln k = ln A - ln k EA RT 1/T Reaktionsverläufe und der Einfluss von Katalysatoren E ÜZ E ÜZ ÜZ ´ ÜZ ´ P A A - DHR + DHR endotherm P exotherm mit Katalysator Beispiel: Zersetzung von Ameisensäure ÜZ E E ÜZ2 ÜZ1 P A ÜZ3 P Z2 + DHR A Z1 + DHR CO H C O H C O C O O H H O H CO H + O H O + H C O + + H2O O H H H H EA 209 kJ/mol H C O H O H EA 84 kJ/mol + H Gekoppelte Reaktionen und Fließgleichgewichte gekoppelte Reaktionen: A k1 B k2 C kges = k1 k2 = [C] [A] Fließgleichgewichte: in der Natur offene Systeme, Energie- und Stoffaustausch mit der Umwelt k A k B C k =[B] im Gleichgewicht Teilreaktionen gleich schnell, dynamisches Gleichgewicht, DG < 0 Beeinflussung der Gleichgewichtslage I "Prinzip vom kleinsten Zwang (Le Chatelier)" Bei einer äußeren Einwirkung auf ein dynamisches Gleichgewicht (Änderung der Konzentration, der Temperatur, des Drucks, des Volumens) wird die Gleichgewichtslage so verschoben, dass dem äußeren Zwang entgegengewirkt wird. Konzentrationsabhängigkeit Erhöhung der Konzentration der Edukte bzw. Erniedrigung der Konzentration der Produkte Hin-Reaktion wird begünstigt Erniedrigung der Konzentration der Edukte bzw. Erhöhung der Konzentration der Produkte Rück-Reaktion wird begünstigt Beeinflussung der Gleichgewichtslage II Temperaturabhängigkeit aus DG0 = DH0 - T DS0 d (ln K) dT exotherme Reaktionen (DH0 < 0): und = DG0 = - R T ln K DH0 R T2 Temperaturerhöhung verschiebt Gleichgewicht nach links endotherme Reaktionen (DH0 > 0): Temperaturerhöhung verschiebt Gleichgewicht nach rechts Beeinflussung der Gleichgewichtslage III Druckabhängigkeit/Volumenabhängigkeit für Gasreaktionen, z.B. 3 H2 + N2 Dn < 0, d.h. Volumenverkleinerung; Druckerhöhung bzw. zusätzliche Volumenverkleinerung begünstigt Produktbildung Dn > 0, d.h. Volumenvergrößerung; Druckerhöhung begünstigt Eduktbildung 2 NH3 Molekularität und Mechanismus Chemische Reaktionen sind meist aus mehreren Schritten zusammengesetzt Elementarreaktionen Abfolge aller Elementarreaktionen = Reaktionsmechanismus An einer Elementarreaktion beteiligte Anzahl von Ausgangsmolekülen = Molekularität Reaktionsgeschwindigkeit und Reaktionsordnung Reaktionsgeschwindigkeit: zeitliche Veränderung der Konzentration einer an der Reaktion beteilgten Verbindung (Abnahme eines Ausgangsstoffes, Zunahme eines Produktes) aA+b B cC+dD 1 d(A) 1 d(B) 1 d(C) 1 d(D) RG = = = = a dt b dt c dt d dt Reaktionsordnung: Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der aktuellen Konzentration der Reaktionspartner d(A) = k [A] dt Reaktion 1. Ordnung Reaktion 0. Ordnung z.B. photochemische Reaktionen, heterogene Reaktionen [A]/ RG d(A) =k dt [A]1 [A] = [A]0 – k t [A]2 k=- t1 t2 t [A]2 – [A]1 t2 – t1 Reaktion 1. Ordnung ln [A] d(A) = k [A] dt ln [A]1 ln [A] = ln [A]0 – k t ln [A]2 k=- t1 t2 t ln [A]2 – ln [A]1 t2 – t1 Reaktion 2. Ordnung 1/[A] d(A) = k [A]2 dt 1/[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + k t 1/[A]1 k=t1 t2 t 1/[A]2 – 1/[A]1 t2 – t1 Halbwertszeit Die Zeit, in der die Konzentration einer Substanz von einem Ausgangswert auf die Hälfte abgesunken ist [A]0 0. Ordnung 1. Ordnung 2. Ordnung 0,5 [A]0 t½ = 0,5 [A]0 k ln2 t½ = k 1 t½ = k [A]0 Auflösung von NaCl Hydratation (Solvatation) Beim Auflösen von Salzen sind zwei gegenläufige Effekte zu beachten Gitterenergie muß aufgebracht werden (s. ionische Bindung) Hydratationsenergie wird frei Ion Radius [pm] DHH [kJ/mol] Li+ Na+ K+ Mg2+ Ca2+ Cl- 60 95 133 65 97 181 -508 -398 -314 -1908 -1577 -376 Bei Hydratation (Solvatation) Unterscheidung zwischen: Ion-Dipol-Wechselwirkung und Bildung von Aquokomplexen Hydratisierte Ionen, Lösungswärme Hydrathülle verändert Größe der Ionen: Li+ < Na+ < K+ Membran- aber: Li+aq > Na+aq > K+aq durchlässigkeit DHG (KCl) = +703 kJ/mol DHG (CaCl2) = +2146 kJ/mol DHH (K+) = -314 kJ/mol DHH (Ca2+) = -1577 kJ/mol DHH (Cl-) = -376 kJ/mol DHH (2 Cl-) = -752 kJ/mol DHL (KCl) = +13 kJ/mol Lösung kühlt sich ab DHL (CaCl2) = -186 kJ/mol Lösung erwärmt sich Anteile von Ionen aus Mineralsalzen in Körperflüssigkeiten Ion Blutplasma Intrazellular-Raum Na+ 140 10 K+ 4,4 160 Mg2+ 0,8 13 Ca2+ 2,5 1 Cl- 100 3 HCO32- 27 10 PO43- 1 50 SO42- 0,5 10 Angaben in mmol/L (mM) Löslichkeitsprodukt s. Heterogene Gleichgewichte: K= [A+] [B-] [AB] KL = [A+] [B-] Für beliebige Salze gilt: KL (AnBm) = [A+]n [B-]m pKL = - log KL Fällungsreaktionen dienen in der Analytik häufig zum qualitativen oder quantitativen Nachweis bestimmter Ionen. Fällungsreaktionen Schwerlösliche Verbindungen mit medizinischer Relevanz Verbindung Relevanz Lp BaSO4 Röntgenkontrastmittel (Ba2+ giftig) 1,510-9 mol2l-2 1,810-9 mol2l-2 CaC2O4 Ca3(PO4)2 Nierensteine 1,010-25 mol5l-5 2,510-13 mol3l-3 MgNH4PO4 3 Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 Hydroxylapatit, Knochen, Zähne 5,510-118 mol8l-8 3 Ca3(PO4)2 CaF2 Fluorapatit, Zähne ~ 10-121 mol8l-8 Säure/Base-Definition nach Brönsted Säure = Protonendonator HCl + H2O H3O+ + Cl– Base = Protonenakzeptor NH3 + H2O NH4+ + OH– Konjugierte (korrespondierende) Säure/Base-Paare: HA + H2O HA/A– H3O+ + A– H3O+/H2O B + H2O BH+/B BH+ + OH– H2O/OH– Ampholyte Stoffe, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base reagieren können (z.B. HSO4-, HCO32-, HS-, H2PO4-, HPO42-) Aminosäuren: R COOH NH3 R COOH R NH2 COO NH3 R COO NH2 Autoprotolyse des Wassers: H2O + H2O H3O+ + OH– Autoprotolyse des Wassers, pH-Wert H2O + H2O H3 O+ + OH– K= [H3O+] [OH–] [H2O]2 Ionenprodukt des Wassers: KW = K [H2O]2 = [H3O+] [OH–] = 10-14 mol2/l2 [H3O+] = [OH–] = 10-7 mol/l pH = – log [H3O+] pH + pOH = 14 Stärke von Säuren und Basen HA + H2O K= H3O+ + A– [H3O+] [A–] K= [HA] [H2O] Ks = K [H2O] = [H3O+] [A–] [HA] BH+ + OH– B + H2O [BH+] [OH–] [B] [H2O] Kb = K [H2O] = pKs = – log Ks [BH+] [OH–] [B] pKb = – log Kb pKs + pKb = 14 pKs-Werte einiger Säure/Base-Paare Berechnung von pH-Werten HA + H2O Starke Säure: H3O+ + A– Schwache Säure: Gleichgewicht rechts vollständig dissoziiert Gleichgewicht links nur teilweise dissoziiert Säuren: pH = – log [HA] Säuren: pH = ½ (pKs – log [HA]) Basen: Basen: pH = 14 + log [B] pH = 14 – ½ (pKb – log [B]) pH-Werte von Nahrungsmitteln und Körperflüssigkeiten Messung von pH-Werten pH-Meter Indikatoren: schwache organische Säuren oder Basen, korrespondierende Säure und Base sind unterschiedlich gefärbt H3O+ + Ind– HInd + H2O KInd = [H3O+] [Ind–] [HInd] pH = pKInd – [HInd] [Ind–] Umschlagsbereich: pH = pKInd ± 1 Säure/Base-Titration Zugabe einer Base zu einer Säure bzw. umgekehrt Titration einer starken Säure mit einer starken Base Gehaltsbestimmung pH-Wert von Salzlösungen Salz aus der Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base NaOH + HCl NaCl + H2O pH = 7 Salz aus der Neutralisation einer schwachen Säure mit einer starken Base NaOH + CH3COOH CH3COO– + H2O CH3COONa + H2O pH > 7 CH3COOH + OH– Salz aus der Neutralisation einer starken Säure mit einer schwachen Base NH3 + HCl NH4+ + H2O NH4Cl NH3 + H3O+ pH < 7 Pufferlösungen Lösungen, die trotz Veränderung von [H3O+] oder [OH–] den pH-Wert des Gesamtsystems konstant halten pH-Wert-Optimum für die Aktivität vieler Enzyme, unterschiedliche pH-Werte in den Organen bzw. den verschiedenen Körperflüssigkeiten Funktionsweise eines Puffers: Die Bestandteile binden OH–- bzw. H3O+- Ionen, besteht aus schwacher Säure und deren Alkalisalz (z.B. Acetatpuffer) oder schwacher Base und deren Salz (z.B. NH4Cl-Puffer) H3O+ + CH3COO– CH3COOH + H2O OH– + CH3COOH CH3COO– + H2O Henderson-Hasselbalch-Gleichung Beispiel Acetatpuffer Ks = [CH3COO–] [H3O+] [H3 [CH3COOH] O+] = Ks pH = pKs + log [Salz (konj. Base)] Allgemein: pH = pKs + log pH-Optimum und Pufferbereich: [Säure] pH = pKs ± 1 [CH3COOH] [CH3COO–] [CH3COO–] [CH3COOH] Physiologisch wichtige Puffersysteme I Phosphatpuffer pH = 7,2 + log [HPO42–] [H2PO4–] Physiologisch wichtige Puffersysteme II Kohlensäurepuffer pH-Wert des Blutes, reguliert durch Atmung CO2 + 2 H2O 7,4 = 6,4 + log HCO3– + H3O+ pKs = 6,4 [HCO3–] [HCO3–] [CO2] [CO2] 1 [HCO3–] 20 Bei 37°C pKs = 6,1 [CO2] wird über die Atmung reguliert [CO2] 10 = = 1 Respiratorische Acidose Respiratorische Alkalose (bei Hyperventilation) Oxidation und Reduktion Zu Grunde liegender Vorgang: Elektronenübertragung Elektronenabgabe Oxidation Elektronenaufnahme Reduktion Elektronenakzeptor Oxidationsmittel Elektronendonator Reduktionsmittel Oxidation und Reduktion immer miteinander gekoppelt Redoxreaktion Elektrochemische Zelle (Daniell-Element) kein Ladungsausgleich möglich Ladungsausgleich durch Diaphragma oder Salzbrücke keine Reaktion Reaktion findet statt Elektromotorische Kraft Hier ist Kupfer Reduktionsmittel !! Reduktionskraft bzw. Oxidationskraft der Metalle ist unterschiedlich Spannung zwischen den Elektroden DE = elektromotorische Kraft DG = – n F DE Beispiel Cu/Ag Normalpotential Potential einer Halbzelle nicht separat messbar, gegen Normalwasserstoffelektrode (298 K, pH = 0, 1,013 bar H2, willkürlich E0 = 0 V) werden relative Werte ermittelt 2 H2O + H2 2 H3O+ + 2 e– Oxidationskraft der oxidierten Form Elektrochemische Spannungsreihe Nernst´sche Gleichung Potential von Halbzellen, die nicht bei Standardbedingungen vorliegen, unterscheidet sich von E0 E = E0 + RT nF ln [Ox] [Red] T = 298 K E = E0 + z.B. Daniell-Element: E1 = E0 + 0,059 n 0,059 2 log log [Ox] [Red] [Zn2+] E2 = E0 + 0,059 2 log [Cu2+] DE = E2 – E1 Reaktion findet statt, bis DE = DG = 0, System im Gleichgewicht, Element „entladen“ Bleiakku Öffnung für Elektrolyt H2O/H2SO4 Kathode: 2 e– + PbO2 + SO42– + 4 H3O+ PbSO4 + 6 H2O Kathoden PbO2 Anode: Pb + SO42– PbSO4 + 2 e– Anoden Pb Alkalibatterie Kathode : 2 MnO2 (s) + 2 H2O (l) + 2 e 2 MnO(OH) (s) + 2 OH (aq) Anode: Zn (s) + 2 OH (aq) Zn(OH)2 (s) + 2 e Lithiumionen-Akku Kathode : Li1-xCoO2 + x Li + xe LiCoO2 Anode: LixCn (s) n C (s) + x Li + x e pH-Abhängigkeit des Redoxpotentials Alle Redoxprozesse, bei denen H3O+ in die Reaktion eingeht, z.B. Normalwasserstoffelektrode sind abhängig vom pH-Wert 2 H2O + H2 E = E0 + 0,059 n log [Ox] [Red] 2 H3O+ + 2 e– = 0+ 0,059 2 log [H3O+]2 [H2O]2 [H2] = – 0,06 pH Bei physiologischem pH (~ 7) ist das Potential der Normalwasserstoffelektrode um 0,42 V niedriger als unter Standardbedingungen. pH-Abhängigkeit des Redoxpotentials pH-Bestimmung über Redoxpotentiale Chinhydronelektrode OH O + 2 H3O+ + 2 e- 2 H2O + OH E = 0,70 + 0,059 2 log O [Chinon] [H3O+]2 [Hydrochinon] = 0,70 + 0,059 2 log [Chinon] [Hydrochinon] – 0,059 pH In der Elektrode ist die Konzentration von Chinon und Hydrochinon gleich E = 0,70 – 0,059 pH Metallkomplexe Komplex = Metall-(Kation) + Liganden Koordinative Bindung L (Komplexbindung) L Mn+ L Anionen oder Dipolmoleküle freie Elektronenpaare L Haupt- oder Nebengruppenmetall Koordinationszahl Beispiele für Liganden Koordinationszahl Koordinationszahl Anordnung Beispiel 2 linear [Ag(NH3)2]+ 3 trigonal-planar [Pt(PPh3)3] 4 planar-quadratisch [PtCl2(NH3)2] tetraedrisch [Cu(CN)4]2-, Zn2+ in Enzymen 5 trigonal-bipyramidal Fe(CO)5 quadratisch-pyramidal Hämoglobin, Vitamin B12, Chlorophyll 6 oktaedrisch [Fe(CN)6]3-, [Fe(CN)6]4- Liganden-Austauschreaktionen 2+ [Cu(H2O)4] + 4 NH3 blaßblau 2+ [Cu(NH3)4] + 4 H2O tiefblau 3+ [Fe(H2O)6] - + 3 SCN gelb + [Fe(H2O)3(SCN)2] + 3 H2O tiefrot Eigenschaftsänderungen Farbe der Komplexe (Donoreigenschaften der Liganden) Redoxpotential Löslichkeit Stabilität von Komplexen Mn+ + m L Kk = [Fe(CN)6]4- [MLm]n+ [[MLm]n+] [Mn+] [L]m Kk = 1040 Thermodynamische Stabilität 2+ [Cu(NH3)4] H 2S CuS 14 Kk = 0.2 x 10 aber: Manche Komplexe sind kinetisch inert, d.h. die Austauschgeschwindigkeit ist extrem langsam Chelatkomplexe Chelatliganden: Liganden mit mehr als einer Koordinationsstelle (mehrzähnige Liganden) z.B. [CuN4]2+ NH3 H2N log K1 = 4,13; log K2 = 3,48; log K3 = 2,87; log K4 = 2,11; NH2 log K1 = 10,8; log K2 = 9,4 log Kk = 12,6 log Kk = 20,2 H N NH2 log Kk = 20,4 N H NH2 EDTA als Chelatligand HOOC H2C CH2 COOH N CH2 CH2 N HOOC H2C CH2 COOH Makrocyclische Komplexe L N N Mn+ N N L Hämoglobin: M = Fe Chlorophyll: M = Mg Vitamin B12: M = Co Chlorophylle Grüner Pflanzenfarbstoff R´ Photosynthese R H3C C2H5 N N Mg N N H3C CH3 C20H39OOCH 2C H3COOC O Vitamin B12 H2NOCH 2CH2C H3C H3C CH2CONH2 H2NOCH 2C CH2CH 2CONH2 H3C N CN N H3C Co N N CH3 H2NOCH 2C CH3 HNOCH 2CH2C CH3 CH3 CH2CH 2CONH2 H2C H3C CH O O N CH3 N CH3 O P O HO H H HO2HC H O H Hämoglobin C H3 H3C N N Fe Protein N N C H3 H3C HOOC COOH Häm O2 Hämoglobin und Myoglobin Myoglobin Hämoglobin Sauerstoffsättigungskurven von Hämoglobin und Myoglobin Beeinflussung der Löslichkeit durch Komplexbildung - Kronenether - Valinomycin Durch Komplexierung können Ionen durch lipophile Zellmembran geschleust werden O O N O H O O N H O N O H O O O H O N H O N O O O H O N O O Aminosäuren als Komplexliganden H H H R2 N COOH R O N NH2 H R1 H O Peptide Proteine (z.B. Enzyme) H Histidin: N CH2 Tyrosin: H2 C Asparaginsäure: H2 C COOH Glutaminsäure: H2 C H2 C OH N Methionin: H2 C Cystein: H2 C H2 C SH S CH3 COOH Metalloenzyme - Carboanhydrase HCO3- + H+ H2O + CO2 H H N N N H N N Zn N H H N O N H H Zn H C O O N H N N O N N N H H Funktion Zn: Erhöhung der Acidität des Wassers Lewis-Säure gegenüber CO2 N N H Entfernung von CO2 aus dem Körper Metalloenzyme – “blaue” Kupfer-Proteine Funktion je nach Proteinkette: H3C H N N Elektronenüberträger: z.B. Photosynthese S Cu S Cu+ e- + Cu2+ N N H Oxidasen: z.B. Phenole, Amine, Ascorbat O2 2 H2O Metalloenzyme – Urease O H N H katalysiert den Abbau von Harnstoff NH2 H N H N N N Ni H2N-CO-NH2 + H2O H N C O O N Ni OH2 O N O OH H N HO NH CO2 + 2 NH3
