Allgemeine Chemie der anorganischen Arznei-, Hilfs- und Schadstoffe PDF

Allgemeine Chemie der anorganischen Arznei-, Hilfs- und Schadstoffe Prof. Wolfgang Sippl, PD. Dr. Matthias Schmidt, Dr. Dina Robaa Abteilung Medizinische Chemie Institut für Pharmazie Lehrbücher Allgemeine Chemie Allgemeine Chemie...

Allgemeine Chemie der anorganischen Arznei-, Hilfs- und Schadstoffe Prof. Wolfgang Sippl, PD. Dr. Matthias Schmidt, Dr. Dina Robaa Abteilung Medizinische Chemie Institut für Pharmazie Lehrbücher Allgemeine Chemie Allgemeine Chemie Chemie für Peer Schmidt Pharmazeuten Springer, Berlin Latscha et al. Erscheinungsjahr 2019 Springer, Berlin Erscheinungsjahr 2014 Chemie Charles Mortimer Thieme Verlag 13. Ausgabe 2019 ‎ llgemeine und Anorganische Chemie A Hirzel Verlag 1. Ausgabe 2022 Ehlers – Chemie I 2 Lernziele / Kompetenzen Für Pharmazeuten ist ein fundiertes Wissen über die Struktur, den Aufbau und die Zustandsformen der Materie essentiell, denn nur so können die Eigenschaften von Wirkstoffen und die Einsatzmöglichkeiten von Hilfsstoffen in der Pharmazie verstanden und beurteilt werden. Das Wissen für die Zustandsformen der Materie und die Eigenschaften gelöster Stoffe ist zudem eine wichtige Grundlage, um den Weg vom Wirkstoff zum Arzneistoff und fertigen Arzneimittel nachzuvollziehen und die physikalisch-chemischen Eigenschaften von Wirkstoffen und Hilfsstoffen zu verstehen. 3 Gegenstandskatalog Pharmazie 1. Staatsexamen 5. aktualisierte Auflage Dezember 2019 https://www.impp.de/pruefungen/allgemein/gegenstandskataloge.html 4 Themen 1. Einführung, Chemische Grundgesetze, Elemente 2. Atombau 3. Periodensystem, Eigenschaften, Elektronenstruktur der Atome 4. Chemische Gleichgewichte, Massenwirkungsgesetz 5 Themen im Gegenstandskatalog Pharmazie 6 Klassifizierung von Materie / Stoffen Physikalischer / chemischer Zustand Phasen Keine Phasen Chemische Elemente sind Grundstoffe, die mit chemischen Methoden nicht weiter aufgeteilt werden können. 118 (94 natürlich vorkommend) chemische Elemente nachgewiesen 20 Nichtmetalle, 7 Halbmetalle, Rest Metalle (oder nicht stabile Elemente) 11 Gase, 2 Flüßigkeiten, 79 Feststoffe 7 © Thomas Loerting, Univ. Innsbruck Heterogene Stoffgemische - Trennung © www.chemgapedia.de 8 Trennung homogener Gemische: z.B. Extraktion, Destillation, Kristallisation, Chromatographie Homogene Stoffgemische - Chromatographie Verschiedene Chromatographische Methoden: DC, GC, MPLC, HPLC, …. Stationäre Phase = Kieselgelplatte Mobile Phase = Lösungsmittel 9 © www.chemgapedia.de Stoffumwandlung – chemische Reaktion Eisen und Schwefel Heterogenes Gemisch Fe + S Trennung? Eisen-Schwefel Reaktion Eisensulfid FeS entsteht Physikalisch nicht mehr zu trennen, nur chemisch Verbindungen besitzen in der Regel andere Eigenschaften als die Elemente Jeder Stoff hat spezifische physikalische und chemische Eigenschaften 10 Historisches - chemische Elemente 11 Chemische Grundgesetze Eine chemische Reaktion ist der Vorgang, bei dem aus den Atomen der Ausgangsstoff (Edukte) – auch Reaktanden genannt – neue chemische Verbindungen (Produkte) entstehen. Reaktionsschema: Edukt 1 (+ Edukt 2) → Produkt 1 + (Produkt 2) Dabei ändert sich die Art der Verbindung der Atome untereinander – ihre jeweilige Anzahl (und damit auch die Masse) bleibt jedoch gleich. Bei jeder chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse der Stoffe erhalten. Gesetz von der Erhaltung der Masse Bei der chemischen Reaktion ist die Masse der entstehenden Produkte gleich der Masse der eingesetzten Edukte Bei chemischen Reaktionen werden Bindungen in den Ausgangsmaterialien (Edukte, Reaktanden) gelöst und neue Bindungen in den entstehenden Stoffen (Produkte) geknüpft. Diese Stoffumwandlung kann in allgemeiner Form durch folgende Formel beschrieben werden Edukte → Produkte ± Energie 12 Chemische Grundgesetze Gesetz der konstanten Proportionen – Elemente vereinigen sich im konstanten Masse- verhältnis (Proust 1799) Gesetz der multiplen Proportionen – Das Masseverhältnis zweier Elemente in einer Verbindung (Molekül) stehen zueinander im Verhältnis ganzer Zahlen z.B. OH-, H2O, H2O2 Chemisches Volumengesetz (Gay-Lussac, 1808) Das Volumenverhältnis gasförmiger, an einer chemischen Reaktion beteiligter Stoffe, lässt sich bei gegebener Temperatur und Druck durch einfache ganze Zahlen wiedergeben. (z.B. Knallgasexplosion 2 Volumenteile H und 1 Volumenteil O) Avogadro Gesetz (1811) Gleiche Volumina idealer Gase enthalten bei gleichem Druck und Temperatur gleich viele Teilchen. Die Avogadro-Konstante NA gibt an, wie viele Teilchen (z. B. Atome eines Elements oder Moleküle einer chemischen Verbindung) in einem Mol enthalten sind. NA = N / n (N = Teilchenanzahl, n = Stoffmenge in mol) Die Menge in Gramm eines Elementes, die dem Zahlenwert der Atommassen entspricht (Mol), enthält immer die gleiche Zahl an Atomen. 13 Satz von Avogadro Avogadro fand heraus, dass sich bei Reaktionen zwischen Gasen ganzzahlige Volumenverhältnisse zwischen den Edukten und Produkten einstellten Dies führte dann zum Molbegriff und zur Avogadro-Konstanten (NA= 6,022 ∙ 1023) 1 mol einer beliebigen Substanz (Atom, Molekül, Feststoff, Lösung, Gas) enthält immer die gleiche Anzahl Teilchen (Avogadro Konstante) 14 Aufbau der Materie John Dalton (1766 – 1844) Dalton´sches Atommodell (1808) Elemente bestehen aus kleinsten, nicht weiter teilbaren Teilchen, den Atomen Alle Atome eines Elements sind gleich. Atome verschiedener Elemente sind verschieden. Die Atome unterschiedlicher Elemente unterscheiden sich durch ihre Masse und ihr Volumen. Jedes Element besteht aus nur einer für das Element typischen Atomsorte. Dalton‘s Atomtheorie erklärt grundlegende Gesetze chemischer Reaktionen, die bis dahin unverstanden waren! 15 Aufbau der Materie Elektron Joseph John Thomson (1856 -1940), britischer Physiker, Nobelpreis für Physik 1906 Entdecker des Elektrons (1897): Experimente mit Kathodenstrahlen, Ablenkungsversuche, unterschiedlich starke Felder, Nachweis der Existenz der Elektronen Bestimmung des Ladungs/Masse Verhältnis: Spezifische Ladung eines Teilchens q/m = -1,759 ⋅ 1011 C/kg Um diesen Wert heute experimentell zu bestimmen, kann ein Massenspektrometer verwendet werden. Je größer die Masse, desto kleiner die Ablenkung Je größer die Ladung, desto größer die Ablenkung 16 Aufbau der Materie Kathode 17 Aufbau der Materie Dalton‘s Atommodell ließ verschiedene Hypothesen Über den Aufbau zu (Bahnen, Schalen, Rosinenbrötchen, …) Wasserstoffatom 18 Atommodell Rutherford´sches Atommodell Ernest Rutherford (1871 -1937) neuseeländischer Physiker 1911 stellte R. sein Atommodell auf: Atom beinhaltet einen positiv geladenen Atomkern, im Zentrum des Atoms, vereint fast die gesamte Masse des Atoms Experimente zur Ablenkung von α-Teilchen an Gold Atomen. Alpha-Strahl auf 4 µm dicke Folie aus Au, Ag oder Cu, 98 % der Teilchen fliegen geradlinig durch Folie hindurch. Der Rest wird abgelenkt oder zurückgeworfen. 19 Aufbau der Atome Rutherford Beobachtung: Eine ca. 1000 Atomlagen dicke "Mauer" von Goldatomen wird durch α- Teilchen (Heliumkerne) mühelos durchdrungen. Nur etwa jedes zehntausendste Teilchen wird abgelenkt oder reflektiert. Schlussfolgerungen: Atomkern muss im Zentrum der Atome sitzen, und fast die ganze Masse und positive Ladung tragen. Starke Ablenkung nur durch enorme Feldstärke möglich, die durch eine hohe Konzentration der positiven Ladung in einem kompakten Kern verursacht wird. Elektronen nehmen fast das gesamte Volumen des Atoms ein und umkreisen den Kern schnell, gleichen Kernladung aus. Kernradius um Faktor ~ 3000 kleiner als Atomradius. Atomradius ~ 10-10 m (0,1 Nanometer = 1 Ångstrom) Atomkern ~ 10-14 bis 10-15 m Zum Vergleich: Hätte ein Atom einen Radius von 10 m so wäre der Kernradius 1 mm. 20 Aufbau der Atome James Chadwick (1891 – 1974), englischer Physiker (Entdeckung des Neutrons, Nobelpreis) Tatsächlich ist die Masse der Atome größer als die Summe der Elektronen und Protonen. Es muss zusätzlich elektrisch ungeladenen Teilchen in den Atomen geben. Bestimmung der Neutronenmasse: m = 1,675 ⋅ 10-24 g, q = 0 m (Proton) ~ m (Neutron) Elektronen, Protonen und Neutronen werden als Elementarteilchen bezeichnet Protonen und Neutronen bezeichnet man auch als Nukleonen (Kernteilchen), diese bestehen aus kleineren Bestandteilen (verschiedene Theorien der Physik, für das Verständnis chemischer Zusammenhänge unwesentlich). 21 Aufbau der Atome 22 © Thomas Loerting, Univ. Innsbruck Aufbau der Atome Atommassen Einzelne Atome können nicht gewogen werden (zu leicht!) Relative Massen der Atome zueinander können bestimmt werden; Definition der relativen Atommassen über die atomare Masseneinheit u 1 u = eine atomare Masseneinheit 1 u = 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12C (6p 6e- 6n) Masse eines Atoms 12C = 12 u 1 u = 1,660539 ⋅ 10-24 g Die relative Atommasse u bezeichnet den Zahlenwert der Atommasse. Sie ist also einfach die atomare Masseneinheit ohne Einheit Die absolute Atommasse hat im Gegensatz zur relativen Atommasse eine Einheit, nämlich das kg. Seltener benutzt auch die Einheit g. 23 Aufbau der Atome Isotope/ Nuklide Chemisches Element besteht aus Atomen mit gleicher Protonenzahl, Neutronenzahl kann unterschiedlich sein - unterschiedliche Massen. Atome mit gleicher Protonenzahl verhalten sich chemisch gleich: gleiche Anzahl von Elektronen und gleiche Struktur der Elektronenhülle. (Kerne erfahren bei chemischen Reaktionen keine Änderungen!) Struktur der Elektronenhülle ausschlaggebend für chemisches Verhalten! Nuklide mit gleicher Protonenzahl, verschiedener Neutronenzahl = Isotope Schreibweise für Nuklid (durch Protonen- und Neutronenzahl charakterisierte Atomsorte): Nukleonenzahl = Protonenzahl+Neutronenzahl (Gesamtzahl der p und n bestimmt die Masse des Atoms, daher wurde es früher auch als Massenzahl bezeichnet) Protonenzahl = Ordnungszahl = Kernladungszahl (Anzahl der Elektronen) Es gibt 340 natürlich vorkommende Nuklide, davon 270 stabile und 70 radioaktive 24 Aufbau der Atome 25 Aufbau der Atome Einsatz von Isotopen Altersbestimmung (Archäologie) Lebensmittelüberwachung: Die Isotopenverhältnisse der Elemente (H, C, O, N, S) hängen von ihrer geographischen, klimatischen, botanischen und chemischen Entstehung ab. Medizin (Therapie und Diagnostik) Wichtige Methode für die Bestimmung der Isotope: Massenspektrometrie Ermittlung von Anzahl, Art und Masse von Atomen und Molekülen (Genauigkeit bis zu 10-6 u) 26 © Thomas Loerting, Univ. Innsbruck Atommassen - Übungen 1) Mittlere Atommasse H : 1,007976 2) Mittlere Atommasse O: 15,99937 3) Mittlere Atommasse B: 10,81222 4) P 15 Protonen/16 Neutronen, Au 79 Protonen/118 Neutronen, I 53 Protonen/74 Neutr. 27 Chemische Reaktionen Definitionen von den an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffportionen Stoffportionen werden gekennzeichnet durch: Bezeichnung des Stoffs Masse m Volumen V Teilchenzahl N Stoffmenge n Reaktionsgleichung Anzahl der Atome auf der rechten und linken Seite immer identisch H2 + Cl2 = 2 HCl + Energie H2 + Cl2 → 2 HCl (Reaktion verläuft vollständig) A+B C (Gleichgewichtsreaktion, Hin und Rückreaktion) Um chemische Gleichungen quantitativ auswerten zu können (Stöchiometrie) wird die Molekülmasse (früher Molekulargewicht) benötigt. 28 Einteilung chemischer Reaktionen Chemische Reaktionen lassen sich einteilen nach: - dem Aggregatzustand der Reaktanden, z.B. Reaktionen in der Gasphase, in Lösung oder an Feststoffoberflächen, - der Art der daran beteiligten Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen), - dem gemeinsamen Reaktionsprinzip, das nachfolgend zur Klassifizierung chemischer Reaktionen bevorzugt behandelt wird Gruppen chemischer Reaktionen: - Säure-Basen Reaktionen - Redoxreaktionen - Fällungsreaktionen - Komplexbildung - Chemische Reaktionen mit Bildung neuer Bindungen (Hydrolysen, Substitution, Addition, …. Organische Chemie) 29 Chemische Reaktionen berechnet sich aus den relativen Atommassen 30 Chemische Reaktionen 31 Chemische Reaktionen Elementaranalyse 32 Stoffmenge – das Mol C₆H₁₂O₆ 34 Stoffmengenkonzentration - Molarität 35