Basal Almen Kemi for Biologer

Transkript

1 Basal Almen Kemi for Biologer Forord Jørgen Christoffersen intro-04005

2 Forord Disse kapitler og afsnit er skrevet til en kommende bog: Basal Almen Kemi for Biologer Vægten lægges på grundlæggende, almene fænomener og love. Kendskab hertil er af betydning, for at kunne følge med i den rivende udvikling de biologiske fag gennemgår, hen mod en molekylær forståelse af biologiske processer og systemer. Den kommende bog skrives ikke med henblik på nogle specielle uddannelser, men skrives for at medvirke til, at studerende ved biologisk orienterede uddannelser får et godt forhold til nogle væsentlige principper og beregninger inden for den basale almene kemi. Læserne forudsættes at have god kendskab til kemi på C-niveau og matematik på B-niveau. Hertil kommer, at der optræder enkelte integraler. Den anvendte nomenklatur er som den, der er anvendt i Kemiske Data og Oversigter, 1. udgave FADL s Forlag 003, hvori der bl.a. findes en sammenfatning af disse kapitler i form af en kommenteret formelsamling. Ønsker læseren at prøve egne kræfter på opgaveløsning henvises til hjemmesiden: klik undervisningsmaterialer, medicinsk kemi, find øveopgaver og tentamenopgaver med og uden besvarelse. Jeg takker studenter og lærere, der har bidraget med forslag til rettelser og forbedringer. Jeg modtager gerne forslag til rettelser og forbedringer. København januar 004. Jørgen Christoffersen jc@imbg.ku.dk intro-04005

3 Indholdsfortegnelse Kapitel 0: Introduktion til almen kemi Kapitel 1: Uorganisk kemi Kapitel : Protolytisk ligevægt Kapitel 3: Kulsyre-bicarbonat-bufferen Kapitel 4: Bioenergetik. Kapitel 5: Kolligative egenskaber Kapitel 6: Elektrokemi Kapitel 7: Reaktionskinetik Kapitel 8: Enzymkinetik Kapitel 0 er i det væsentlige repetition af kemi på C-niveau. Kapitlet Uorganisk Kemi kan læses uafhængigt af de øvrige kapitler. Kapitlerne Protolytisk Ligevægt, Kulsyre-bicarbonat-bufferen, Reaktionskinetik og Enzymkinetik forudsætter kendskab til ligevægtsloven, men kan ellers læses uafhængigt af de øvrige kapitler. Kapitlerne Elektrokemi og Kolligative egenskaber forudsætter kendskab til kapitlet Bioenergetik. intro-04005

4 Basal Almen Kemi for Biologer Kapitel 0 Introduktion til almen kemi Jørgen Christoffersen kap

5 Introduktion til almen kemi Så længe mennesket har eksisteret som tænkende væsen, har det ikke kunnet undgå at prøve at forstå ændringer som dag og nat, prøvet at forstå begreber som lys og mørke, sol- og måneformørkelse, varme og kulde, liv og død i biologisk forstand. 1 Kemi for biologer handler i høj grad om at forstå de fænomener, der er virkelig afgørende for menneskets dagligdag. Først med Dalton ca kom det grundlæggende begreb atomer frem. Det tog over hundrede år, før man klart kom frem til, at alt stof, vi kender, er opbygget af atomer. Et atom består af en elektrisk positivt ladet kerne omgivet af så mange elektroner, at den samlede elektriske ladning på atomet er 0. Helt op til 1930 kunne man i kemibøger se udtryk som: "i henhold til atomteorien." I dag er der konsensus om, at stof er opbygget af atomer. Grundstoffer består af ens atomer i modsætning til kemisk forbindelser, der består af forskellige atomer bundet sammen på passende vis. Ædelgasser som helium, He, og neon, Ne, består af frie atomer, andre grundstoffer består af ens atomer, der er bundet sammen som kvælstof,, der består af to nitrogenatomer, oxygen, O, der består af to N oxygenatomer. Kemi handler om stoffers egenskaber, hvordan forskellige stoffer dannes, eller omdannes til andre stoffer, om kemiske reaktioners forbrug eller produktion af varme og arbejde. Et molekyle består af mindst to atomer, ens eller forskellige, der er bundet sammen af kemiske bindinger. Oxygen molekylet, O, består af to ens atomer, mens NO molekylet består af et nitrogenatom og et oxygenatom bundet sammen. Det er ikke så mange år siden, at man opdagede, at det lille molekyle NO har stor biologisk betydning. Det er en neurotransmitter, det virker karudvidende. Hjertepatienter behandles ofte med nitroglycerin (glyceroltrinitrat), som også anvendes som sprængstof. Virkningen af nitroglycerin i et biologisk system skyldes, at det omdannes til NO. Det er en erfaringssag, at nogle grundstoffers reaktioner er temmelig ens. Man har opbygget det såkaldte grundstoffernes periodiske system, således at grundstofferne indordnes i grupper, hvis elementer er beslægtede. Se Kemiske Data og Oversigter tabel. 1 Se fx Hakon Lund, Lærebog i UORGANISK KEMI, G.E.C. Gads Forlag, Kemiske Data og Oversigter forkortes fremover til KDO. kap

6 Opbygning af det periodiske system Alle grundstoffer tildeles et nummer i grundstoffernes periodiske system efter et bestemt system. Se nedenfor. En atomkerne kan beskrives ved, at den indeholder et antal protoner og et antal neutroner. En proton og neutron har begge en masse på ca. 7 1,66 10 kg. En masse på 7 1, kg kaldes en atommasseenhed, som benævnes u. En proton og en neutron vejer derfor meget tæt på 1 u. Protonen har en elektrisk ladning på 1 elementarlad- ning, e = 1, C, se KDO tabel 3. En elektrons masse er ca. 1u Antall et af protoner og neutroner i en atomkerne kaldes for atomets massetal. Antallet af protoner i et atom kaldes kernens ladningstal, som også er atomets nummer i det periodiske system. I et atom er atomkernen omgivet af lige så mange elektroner, som der er protoner i kernen. En elektrons elektriske ladning er 19 e, dvs. 1, C. Et symbol af typen b A c betyder grundstoffet A eventuelt i en elektrisk ladet form. a er a d atomnumret (antallet af protoner i atomet), b atomets massetal (summen af antallet af protoner og neutroner), c angiver ladningen og d angiver antallet af atomer der er bundet 35 0 sammen. Fx betyder Cl chlor 35 atomer bundet sammen til et elektrisk neutralt 17 molekyle. Kvantetal *3 Bohrs atomteori, der bl.a. indebærer at elektroners energi i et atom kun kan have diskrete værdier og ikke alle mulige mellemliggende værdier. Bohrs atomteori indebærer endvidere, at et atoms elektroner ikke kan være overalt i rummet omkring atomkernen. Elektronerne kan kun være i nogle bestemte områder omkring atomet. Disse områder kaldes atomskaller. En skal kan godt bestå af flere underskaller, som kan kaldes orbitaler. Videreudbygningen af Bohrs atomteori i form af kvantemekanik (beskrivelse af atomer og molekyler ved en bølgefunktion) fører bl.a. til, at et atoms elektroners energi og placering i orbitaler er givet ved nogle kvantetal. Der ingen simpel forklaring på disse kvantetal, vi må 3 Gennemgang af kvantetal ligger langt ud over C-niveau kemi. kap

7 her acceptere dem. (Måske kan følgende analogi hjælpe lidt til forståelsen af kvantetal. Triller vi nogle få kartofler ned ad en trappe med mange trin, vil kartoflerne kunne lægge sig på trinene, men de kan ikke være i de mellemliggende højder. Her symboliserer kartoflerne elektroner og trinene orbitaler). En orbital er et område omkring atomkernen, hvori der er en passende stor sandsynlighed for, at elektronen befinder sig. Hoved kvantetallet, n, kan antage værdier 1,, 3. En værdi af n svarer til en atomskal. For n > 1 vil en atomskal indeholde forskellige underskaller. Underskallerne beskrives ved to andre kvantetal, som kaldes bikvantetallet og det magnetiske kvantetal. Bikvantetallet,, kan antage værdierne 0, 1 n-1. Det magnetiske kvantetal, m, kan antage værdier -, - +1, - +, 0,. Endelig er der spinkvantetallet, s, der kan antage værdierne -½ og +½. Undertiden benævnes spinkvantetallet med m s. Man definerer en orbital ved et sæt kvantetal n, og m. I et atom kan der ikke være mere end én elektron med ét sæt værdier af kvantetallene n, l, m og s. Disse restriktioner på kvantetallene fører til, at for n =1 gælder der = 0, m = 0 og s = +½ eller -½. En orbital med en vilkårlig værdi af n, men med = 0 og derfor også m = 0 kaldes for en s-orbital. Elektroner i en s-orbital kaldes for s-elektroner. s-orbitaler benævnes 1s, s etc. afhængigt af hovedkvantetallet. En s-orbital er kuglerund. I en orbitai kan der kun være to elektroner, som dog har forskellig værdi af spinkvantetallet, s. En s-orbital svarer til kvantetallene n = 1, ; = 0, m = 0 og s = +½ eller - ½. Med n = bliver der en s-orbital ( = m =0), der kan indeholde to s-elektroner. Der bliver også orbitaler, der svarer til = 1 og m = -1, 0, 1. Sådanne orbitaler kaldes for p-orbitaler. En p-orbital svarer nærmest til to kugler, der berører hinanden. Der er rotationssymmetri omkring linien, der går gennem kuglernes centre (bølgefunktionen for sådanne elektroner har modsat fortegn i de to kugler). Der bliver tre p-orbitaler for hver værdi af n. Omdrejningsakserne svarer til retningerne x, y og z i et treretvinklet koordinatsystem. En p-orbital kan som en s-orbital indeholde to elektroner. Med n= 3 bliver der 1 s-orbital ( = m = 0), 3 p-orbitaler ( = 1, m = -1, 0 eller 1) og 5 d-orbitaler ( =, m = -, -1, 0, 1 eller ). Vi vil ikke beskrive d-orbitaler her. Man inddeler orbitaler omkring en atomkerne i nogle grupper, der kaldes skaller. Den inderste skal er K-skallen. Den indeholder kun orbitalen, der svarer til n = 1. Orbitalen kaldes kap

8 for 1-s-orbitalen. I K-skallen kan der højst være elektroner. For n = kaldes skallen for L- skallen. Den indeholder orbitalerne -s-orbitalen og de tre stk. -p-orbitaler. Der kan højst være 8 elektroner i L-skallen. Længere ude findes de øvrige orbitaler M, N etc. Atomer med samme ladningstal (antal af protoner i kernen) kan indeholde et forskelligt antal af neutroner. Sådanne atomer er isotoper af samme grundstof. Der findes tre hydrogenisotoper, hydrogen, deuterium og tritium. Hydrogenkernen er en proton, deuteriumkernen indeholder 1 proton og 1 neutron, mens tritiumkernen indeholder 1 proton og neutroner. En samling af protoner og neutroner, der danner en atomkerne, kaldes et nuclid. kap

9 Gruppe 1 Hydrogenatomet er det mindste af alle atomer. Et hydrogenatom (i laveste energitilstand) består af 1 proton og 1 1s elektron. Et hydrogenmolekyle består af to hydrogenatomer, der deler deres 1s elektroner. Hydrogen er noget helt specielt, men natrium, Na, kalium, K, rubidium Rb etc har mange fælles egenskaber. Fx reagerer Na og K voldsomt med vand. De hører til gruppe 1 (eller gruppe I efter gammeldags benævnelse) i det periodiske system. Se KDO tabel. Fælles for hydrogen, H, litium, Li, natrium, Na, kalium, K, rubidium, Rb, cæsium, Cs og francium, Fr, er at de har 1 elektron i den yderste s skal. Disse atomer udgør gruppe 1 i det periodiske system. Disse atomer har det til fælles med gruppe 11 atomer (efter gammeldags benævnelse gruppe Ia) at de alle har 1 elektron i den yderste s-skal. Se Kemiske Data og Oversigter tabel. Gruppe 1 atomer afgiver let en s-elektron fra deres yderste skal og bliver til en monovalent positiv ion, som + Na Na + e, hvor e betyder en elektron. Gruppe Beryllium, Be, magnesium, Mg, calcium, Ca, strontium, Sr, barium, Ba, radium Ra, har det til fælles, at de har elektroner i deres yderste s-skal. De kaldes gruppe (eller efter gammeldags benævnelse gruppe II) atomer. Gruppe atomer har mange fælles træk med gruppe 1 atomer (efter gammeldags benævnelse gruppe IIa). Gruppe atomer afgiver + forholdsvis let de s elektroner, der er i deres yderste skal. Fx Ca Ca + e. Gruppe 17 I gruppe 17 (gammeldags benævnelse gruppe VII) findes fluor, F, chlor, Cl, brom, Br, iod, I, og astat, At. Disse atomer har elektroner i deres yderste s-orbital og 5 elektroner i deres yderste p-orbitaler. Disse atomer modtager gerne en elektron og bliver til monovalente negative ioner som fx F, Cl, Br og I. Disse ioner har alle i deres yderste skal med elektroner elektroner i den tilsvarende s-orbital og 6 elektroner i de tilsvarende p-orbitaler. kap

10 Ædelgasstruktur Når s-orbitaler og for n > 1 også de tre p-orbitaler i en elektronskal er fyldt med elektroner bliver atomet særligt stabilt. Dette svarer til helium, He, neon, Ne, argon, Ar, krypton, Kr, xenon. Xe og radon, Rn. De har alle på nær helium elektroner i yderste s-skal og alle tilsvarende 3 stk. p-orbitaler fyldt med elektroner. Sådanne atomer siges at have ædelglasstruktur. Ædelgasser er meget stabile. Indtil for nylig mente man ikke, at ædelgasserne kunne danne kemiske forbindelser. Dette har dog vist sig urigtigt, fx eksisterer XeF 6. At denne forbindelse skulle være stabil, kan man faktisk regne sig til ud fra nogle simple tabeller. For en generel opbygningen af grundstoffernes periodiske system henvises til KDO tabel. Perioder i det periodiske system I grundstoffernes periodiske system siges grundstofferne H og He at udgøre periode 1. I grundstoffernes periodiske system siges grundstofferne Li, Be, B, C, N, O, F og Ne tilsvarende at udgøre periode osv. Man kender i dag 7 forskellige perioder, men flere kan komme til. Elektronegativitet Alle atomer tildeles en elektronegativitets-værdi, en evne til at tiltrække elektroner, når atomet indgår i en kemisk forbindelse. Fluor er det mest elektronegative atom, se KDO tabel 31. Fluor optræder gerne som ionen, F. Generelt vokser elektronegativiteten gennem en periode og aftager ned gennem en gruppe. Det mindst elektronegative (mest elektropositive) atom er francium, Fr, som let danner ionen Fr +. Hydrogenatomer er, hvad + angår elektronegativitet, en undtagelse. Hydrogen danner dog ofte ionen H. Atomenergi Det har vist sig at meget tunge atomkerner, som visse former for uran, faktisk vejer lidt mere end massen af de indgående protroner og neutroner (nucleoner). Deles en sådan atomkerne i to dele kan der fremkomme to atomkerner, der tilsammen vejer mindre end kap

11 uranatomkernen. Kaldes tabet af masse for m, frigives der en energi på m c lysets hastighed. En sådan proces kaldes en fisions-proces. Tilsvarende kan man få energi ud af at få to små atomkerner til at fusionere. En sådan proces kaldes en fusionsproces., hvor c er Molbegrebet I kemiske reaktioner er der altid et antal af atomer eller molekyler ofte med forskellig masse der indgår. Masserne af de indgående atomer eller molekyler står ikke i et simpelt forhold til hinanden. Eksempel 1 1 g ethan, CH CH 3, vil ved forbrænding reagere med 3,75 g oxygen, O, og derved 3 danne,97 g carbondioxid, CO og 1,797 g vand, HO. Den kemiske reaktion kan lettere beskrives ved CH3CH3 + 7O 4CO + 6HO (1) som angiver, at molekyler ethan reagerer med 7 molekyler oxygen og danner 4 molekyler carbondioxid og 6 molekyler vand. Nu er det imidlertid forbundet med store vanskeligheder at tælle molekyler ( i al fald hvis det er et stort antal). I kemi anvender man i reglen stofmængden af et stof. Stofmængde måles i mol. 1 mol af et vilkårligt stof indeholder et bestemt antal molekyler. Der er ikke noget mystisk ved begrebet mol. Vi køber jo ofte 1 dusin æg, som er 1 stk. Et halvt dusin er 6 stk. Et dusin tøjklemmer er 1 stk. Et dusin æbler er også 1 stk. Ofte køber man en halv snes æg. Dette er 10 stk. Ligningen (1) angiver fx at dusin ethanmolekyler reagerer med 7 dusin oxygenmolekyler og danner 4 dusin carbondioxidmolekyler og 6 dusin vandmolekyler. Ligningen kan også læses som snese ethanmolekyler reagerer med 7 snese oxygenmolekyler og danner 4 snese carbondioxidmolekyler og 6 snese vandmolekyler En kemiker, laborant, tandlæge, biolog eller læge vil læse ligningen (1) som mol ethan reagerer med 7 mol oxygen og danner 4 mol carbondioxid og 6 mol vand. kap

12 Definition af mol Et mol defineres ved antallet af carbon-1 atomer, 1 C, der er i 1 gram 1 C. Et 1 C atom består af en kerne, der indeholder 6 protoner og 6 neutroner, omgivet af 6 elektroner. Et mol består af 6, stk. Tallet N = 6, kaldes Avogadros tal, som er et ubenævnt tal. Normalt anvender man Avogadrokonstanten, der betegnes med eller L. N A Der gælder at 3 1 N = L = 6, mol. A Eksempel, belysning af størrelsen af Avogadros tal I en cylindrisk kobbertråd med en diameter på 1 mm er der i et stykke med længden 1 mm 0 ca. 10 atomer. Vi vil her se på 10 sandskorn, der hver vejer ,1mg = 10 kg = 10 t, og beregne antallet af skibslaster på t, der skal til for at vi har 10 sandskorn. Massen af sand bliver m = t = 10 t t Antal skibslaster bliver = t 6. sand Kunne vi sælge hvert af de 0 10 atomer for 1 øre per stk. og delte vi pengene mellem kr personer, ville der blive = 10 kr= 00mia.krtil hver Atomvægt Atomvægt er talvædien af et atoms masse målt i enheden u. Et 1 C atom vejer per definition 1 g 3 1u = = 1, g 3 6, u = 1, g Molarmasse Massen per mol af et stof kaldes stoffets molarmasse, og benævnes med M. Talværdien af et atoms eller et molekyles molarmasse angivet i g/mol kaldes for atomets eller molekap

13 kylets mol-, atom- eller molekyl-vægt. Denne talværdi svarer til ét atoms eller ét molekyles masse målt i enheden u. Koncentrationsmål I en bakke æg med 6 stk., dvs. et halvt dusin æg, er koncentrationen af æg 6 per bakke. Dette vil man i naturvidenskab skrive som 6 æg/bakke. Fjernes æggeskallerne er der stadig formelt 6 æg/bakke. Denne koncentration er en formel koncentration. Ser vi efter, hvad der rent faktisk findes i bakken, kommer vi i bedste fald til, at der er 6 æggeblommer og 6 æggehvider. Koncentrationen af æggeblommer og æggehvider er reelle koncentrationer. Sammenpisker man fx disse 6 æg i en skål, bliver den formelle koncentration af æggeblommer 6/skål, tilsvarende er koncentrationen af æggehvider 6/skål. De reelle eller aktuelle koncentrationer af æggeblommer og æggehvider som sådanne er 0. Bemærk, at der ved sammenpiskningen er opstået noget nyt, sammenpiskede æg, som eventuelt indeholder noget atmosfærisk luft. Massen af æggemateriale er dog konstant. Aktuelle og formelle koncentrationer I mange grene af naturvidenskab ikke mindst odontologi og medicin er det væsentlig at skelne mellem formelle og aktuelle (reelle) koncentrationer. + Opløser man et mol NaCl ( 58,4 g almindeligt køkkensalt) i vand, så voluminet (rumfanget) bliver 1,00 L, bliver den formelle koncentration af NaCl 1,00 mol/l, men den aktuelle koncentration af NaCl bliver 0 mol/l. Dette skyldes at NaCl opløst i vand findes som natriumioner, Na og chloridioner, Cl. Den aktuelle koncentration af natriumioner og af chloridioner bliver begge 1,00 mol/l, idet 3 + NaCl Na + Cl, når NaCl opløses i vand. Opløses der 10 mol Na PO, i 1.00 L vand bliver den formelle koncentration af Na PO 1 mmol/l, den aktuelle koncentration af natriumioner bliver [N a ] 3 mmol /L. Der bliver en formel koncentration af PO 4 på 1 mmol/l. Den aktuelle koncentration af phosphationer, PO bliver væsentlig mindre end 1 mmol/l. Dette skyldes at PO 3 4 reagerer basisk svarende til følgende reaktion PO H O HPO + OH () + = kap

14 Indeholder en forskrift til fremstilling af en opløsning kun information om, hvilke mængder der skal anvendes af de enkelte komponenter, får man kun information om de formelle koncentrationer. Man skal have yderligere kendskab til stoffernes egenskaber for at komme frem til de aktuelle koncentrationer. Aktuelle koncentrationer kan i visse tilfælde måles. Fx giver en måling af ph information om den aktuelle koncentration af hydrogenion. Ofte danner kationer (positive ioner) opløselige kompleksioner med anioner (negative ioner). Når man måler en aktuel koncentration er der taget højde herfor. Citronsyres anion, 3 her forkortet Cit, danner fx kompleksioner med calciumioner + 3 Ca + Cit CaCit (3) Koncentrationsmål og benævnelser Vi vil betegne formelle koncentrationer med C, reelle koncentrationer med c eller [ ]. I en 1 mol/l opløsning af NaCl gælder: den formelle koncentration af NaCl er C = 1M. Den NaCl reelle koncentration af NaCl er c = [NaCl] = 0. De reelle koncentrationer af NaCl + Na og Cl er + Na + Cl c = [Na ] = c = [Cl ] = 1M Normalt er det mest hensigtsmæssigt at angive koncentrationer i enheder, der er proportionale med mol/l. Ofte forkortes mol/l til M, som også kan stå for molarmasse. Dette giver dog sjældent anledning til problemer. De mest anvendte enheder er: enhed læses som betyder M mol per liter mol/l mm millimol per liter 3 10 mol/l µm mikromol per liter 6 10 mol/l nm nannomol per liter 9 10 mol/l pm picomol 10 1 mol/l En koncentration kan naturligvis også angives med enheder som g/l, mg/l, g/hg. hg betyder hektogram, som er 100 g. kap

15 Eksempel 3 En vandig opløsning, der indeholder 0,9 w% NaCl, kaldes en fysiologisk saltvandsopløsning. Med w% menes masseprocent. Opløsningens densitet (vægtfylde) kan sættes til 1 g/ml. Vi ønsker at finde den formelle koncentration af NaCl i opløsningen. Da densiteten er 1 g/l er massen af 1 L opløsning 10 g. Massen af NaCl i de 10 g er g 0,9 100 Den formelle massekoncentration af NaCl bliver da 9 g/l. Molarmassen af NaCl er 58,44 g/mol. 4 Den formelle molarkoncentration af NaCl i opløsningen bliver derfor 9g/L CNaCl = = 0,154M 58,44g/mol = 9g. Man kan også løse opgaven som følger: C NaCl mnacl m 0,9 = = M V 100 M V NaCl NaCl m 10 g Med opløsningens masse per L, = V L 3 får vi mnacl 10 g 0,9mol CNaCl = = = 0,154M M V ,44g L NaCl 3 Stofmængde- og massebevarelse Ved en kemisk reaktion, i modsætning til kernereaktioner, bevares antallet af atomer af enhver art. Dette kaldes stofmængdebevarelse. Når antallet af atomer (som gerne må indgå i molekyler) af enhver art er den samme på venstre som på højre side i et reaktionsskema, må massen af alle indgående atomer på venstre siden være den samme som massen af alle indgående atomer på højre siden. Dette kaldes massebevarelse. Stofmængde- og massebevarelse er ofte af stor værdi ved afstemning af reaktionsligninger. Elektroneutralitetsprincippet I kemi gælder der, at alle vandige opløsninger er elektrisk neutrale. I en opløsning, der indeholder NaCl og K SO gælder der: 1[Na ] + 1[K ] 1[Cl ] [SO ] = 0. 4 Se KDO tabel 1 kap

16 Generelt kan elektroneutralitetsprincippet udtrykkes i i c z = 0 i hvor c er den i te ionarts aktuelle koncentration og z denne ions ladningstal regnet med fortegn. Tegnet opløsningen. i i betyder at produkterne c z lægges sammen for alle ioner i I en opløsning der indeholder Na, K, H, Ca, Cl og SO [Na ] + [K ] + [H ] + [Ca ] [Cl ] [SO ] = 0 i gælder der Kendes alle koncentrationer på nær én, kan denne manglende koncentration bestemmes ud fra kendskabet til de øvrige. (4) Afstemning af reaktionsskemaer Det er normalt ikke nok, at man kender reaktanter og produkter, der indgår i en kemisk reaktion. For at kunne se, hvilken stofmængde af en reaktant der fx kræves for at få dannet en given stofmængde af et produkt, er det nødvendigt, at man afstemmer reaktionsskemaet. Dette er også helt nødvendigt, når man fx skal beskrive ligevægt mellem reaktanter og produkter. Først og fremmest skal man kende såvel reaktanter og produkter og deres kemiske formler. Ved mange forholdsvis simple reaktioner kan man afstemme reaktionsskemaet uden anvendelse af andre regler end, 1) at antallet af atomer af hvert grundstof skal være det samme på produktsiden og reaktantsiden, og ) at den samlede elektriske ladning skal være den samme på produktsiden og reaktantsiden. Eksempel 4 En blanding af dele hydrogen og 1 del oxygen kan reagere eksplosivt under dannelse af vand. H + O HO Afstemning med hensyn til O giver H + O HO Afstemning med hensyn til H giver H + O H O kap

17 Eksempel 5 Afstemning for C giver Afstemning med H giver Afstemning med O giver eller CH 6 + O CO + HO CH 6 + O CO + HO CH 6 + O CO + 3HO CH O CO + 3HO CH6 + 7O 4CO + 6HO Eksempel 6 Al+ OH AlO + H Afstemning med H giver Al+ OH AlO + H Det stemmer med Al, H og O, men ikke med ladning. Det er ikke givet at AlOog H skal dannes i molforholdet 1:1. Det rigtige svar bliver Al + OH + H O AlO + 3H Når en reaktion foregår i vandig opløsning, kan vand indgå på såvel reaktantsiden som på produktsiden. Foregår reaktionen i surt miljø, kan hydrogenioner indgå på såvel reaktantsiden som på produktsiden. Tilsvarende gælder for hydroxylioner, når reaktionen foregår i basisk miljø. For at hjælpe med afstemningen af redoxreaktioner, indfører man et hjælpemiddel, oxidationstal for frie atomer, og for atomer der indgår i molekyler eller ioner. Det er dog stadig kap

18 meget væsentlig, at man kender de indgående reaktanter og produkter, deres kemiske formler og eventuelle ladninger. Oxidationstal 1 Et oxidationstal er et dimensionsløst tal, der tildeles et atom (eventuelt en gruppe af atomer, som der ikke sker noget med i reaktionen) på grundlag af sammensætningen af den formelenhed atomet eller gruppen indgår i. Vi vil betegne oxidationstal med y i, hvor indeks i står for et atom eller gruppe. Se nedenfor. Ligestillede atomer har samme oxidationstal. 3 Summen Σyi i en formelenhed er lig dens nettoladningstal, z. I H + er H s oxidationstal 1, svarende til z = 1. Heraf følger: O 3 I Hg har Hg y = 0, i har O y = 0, i O har O y= 0, i I y = 1/3. S har S y = - og i I3 har 4 Hydrogens oxidationstal er +1 i alle forbindelser undtagen metalhydrider, som fx LiH, hvori y H er 1. 5 Oxygens oxidationstal er i alle forbindelser på nær i molekylær oxygen,, og i forbindelser, hvor der findes en enkelt binding mellem to oxygen atomer, fx HOOH eller NaOONa. I sådanne forbindelser er O s oxidationstal 1. 6 Atomer og grundstoffer i samme gruppe i det periodiske system har samme oxidationstal i analoge forbindelser. Eksempel, i arsenitionen, As må derfor have y = +3. I thioarsenitionen As har derfor y = Oxidationstal ændres ikke ved: + elektrolytiske dissociationer, fx NaCl Na + Cl, simple fældninger fx Ca + SO CaSO, O 3 AsO3, har O y = -, 3 AsS3 har S y = - ( som O i + + syrebase reaktioner fx HCl H + Cl eller HCl + NaOH Na + Cl H O, 3 AsO3 ), kap

19 kompleksdannelse som fx Fe + 6CN Fe(CN) 8 Indgår der flere atomer af det samme grundstof i en formelenhed, kan man vælge mellem at tillægge dem alle samme oxidationstal, som da ofte bliver et brudent tal, eller at tildele dem individuelle. Det sidste er ofte mest praktisk for carbonatomer i organiske forbindelser. Oxidationstallet for alle grundstoffer i ren tilstand er 0. Oxidationstallet for metaller i grupperne 1 og er henholdsvis +1 og + i kemiske forbindelser. Halogerne, gruppe 7, har oxidationstallet 1, undtagen når de er forbundet indbyrdes eller til oxygen. Indbyrdes forbundet giver oxidationstallet 0. Bundet til oxygen giver oxidationstallet +1. Oxidationstallet for et carbonatom i et molekyle kan findes ved at tælle +1 for hver binding til N, O, P, S og halogen, -1 for hver binding til H og O. Da summen af oxidationstal på venstre side af et afstemt reaktionsskema skal være lig den samlede elektriske ladning på venstre side, og da ladninger ikke forsvinder i kemien, må summen af oxidationstal være den samme på venstre og højre side af et afstemt reaktionsskema. I biologiske systemer sker der ofte redoxprocesser, hvori der indgår store molekyler, men det er kun et lille lokalt område af molekylet der ændres. Lad R CHO være et sådant molekyle, der omdannes til R COOH. Her kan R tillægges en vilkårlig værdi af oxidationstallet. Eksempel 7 Afstemning af oxidation af acetaldehyd til eddikesyre med dichromat i sur opløsning CH CHO Cr O H CH COOH Cr + Et C-atom ændrer oxidationstal fra +1 til +3. Cr ændrer oxidationstal fra +6 til +3. For at få op- og nedgang i oxidationstal til at passe, må vi have CH CHO Cr O H 3CH COOH Cr Afstemning med ladninger giver CH CHO Cr O 8H 3CH COOH Cr kap

20 Afstemning med H giver CH CHO + Cr O + 8H 3CH COOH + Cr + 4H O Check, det stemmer med O. kap

21 Idealgasloven Ved ikke for høje tryk og ikke for lave temperaturer adlyder så godt som alle gasser (og gasblandinger) idealgasloven p V = n R T (5) hvor p er gassens tryk, V gassens volumen, n stofmængden af gassen, R er en konstant kaldet gaskonstanten, R = 8,31451 J/K mol og T er gassens absolutte temperatur, se KDO tabel 3, dvs. T = (73,15+ t)k, hvor t er talværdien af gassens temperatur i grad Celsius. For en gasblanding gælder idealgasloven for hver af gassens komponenter, 1,, i p V = n RT som fører til i i p V = ( p ) V = ( n) RT = n RT i i i i hvor p i og n i henholdsvis er den i te gaskomponents tryk og stofmængde. p i kaldes den i te komponents partialtryk. (6) (7) I nedenstående figur er vist en gasblanding ved konstant T. Gasblandingen består af to komponenter a og b. Trykket i gasblandingen til venstre er p = p + p. a b a a a a a V a b b a b b b b b b b b b b V b p = p a + p b p I figuren til højre er de to gasser separeret ud til rene gasser, dog således at trykket i begge dele af beholderen er lig det samlede tryk i beholderen til venstre. Det volumen, V a, kap

22 som gas a har, kaldes partialvoluminet af gas a. Tilsvarende er V b patialvoluminet af gas b. Anvendes idealgasloven for de to gasser hver for sig får vi og p V = n RT (8) a a p V = n RT b b (9) Fra ligning (5), (6) og ligning (8) får vi eller p Va pa V na RT na = = = = x p V p V n RT n Va pa na = = = x V p n a a (10) (11) hvor x a er molbrøken af gassen a. Hygiejniske grænseværdier Hygiejniske grænseværdier, (størst tilladte værdi af mængden af en gas i et lokale, hvori mennesker opholder sig i længere tid) angives ofte i parts per million, ppm. I beholderen til venstre i ovenstående figur er koncentrationen af gas a i ppm givet ved Va 10 pa 10 na 10 = = = xa 10 V p n 6 For nogle stoffer angives den hygiejniske grænseværdi som en lofts-værdi dvs. en grænseværdi, der ikke må overskrides, selv ikke i en kort tid. (1) kap

23 Basal Almen Kemi for Biologer Kapitel 1 Uorganisk Kemi Jørgen Christoffersen kap1-uorg

24 I biologien synes man ofte at betragte de organiske forbindelser, som værende de væsentligste. Uorganiske forbindelser har imidlertid også ofte stor betydning. I den følgende gennemgang af den uorganiske kemi følges det periodiske system. Hovedgruppe 18 (VIII). Ædelgasserne: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Grundstofferne i hovedgruppe VIII (undertiden benævnt gruppe 0) er karakteriseret ved at de har 8 elektroner i den yderste skal med elektroner. He har dog kun elektroner svarende til, at K-skallen er fyldt (1s ). Denne elektronkonfiguration gør ædelgasserne meget stabile. Ædelgasserne er næsten totalt kemisk inaktive. De forekommer normalt som monoatomare gasser. I kemien taler man om ædelgasstruktur, hvormed menes, at andre elementers kemiske egenskaber ofte kan relateres til, at stofferne kan opnå ædelgasstruktur og derved stabilitet ved at afgive eller optage elektroner. Hovedgruppe 1 (I). Alkalimetallerne: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Hydrogen er et udbredt grundstof. Det meste hydrogen indgår i kemiske forbindelser, først og fremmest i vand, samt i praktisk taget alle organiske forbindelser og i syrer og metalhydroxider. I biologiske systemer som f.eks. planter og pattedyr findes hydrogen bl.a. bundet til oxygen, nemlig i form af vand. I sådanne systemer udgør vand ca. 50% af massen. Vand kan bl.a. dannes ved reaktion mellem gasserne hydrogen og oxygen, H + O H O. En blanding af disse gasser i det rigtige rumfangsforhold kaldes knaldgas, og denne kan antændes af en gnist; reaktionen er eksplosiv. Fælles for alle grundstoffer i hovedgruppe I er, at de ved afgivelse af 1 elektron og dannelse af en positiv, monovalent ion kan opnå ædelgasstruktur. Hydrogen adskiller sig imidlertid fra gruppens øvrige medlemmer, alkalimetallerne, ved at kunne opnå ædelgasstruktur (He-konfiguration) ved at optage en elektron, og danne en negativ hydridion, H, der imidlertid ikke kan eksistere selvstændigt i vandig opløsning. I cellens oxidative stofskifte sker der en overførsel af en proton plus elektroner, hvilket formelt kan betragtes som en overførsel af en hydridion. Hydrogen danner endvidere hydrider som LiH. Sådanne forbindelser er de stærkest reducerende forbindelser. Metalhydriders ustabilitet bevirker at man ikke bør/kan opfatte hydrogen som et halogen (hovedgruppe kap1-uorg