Was die Welt zusammenhält: Chemie-Einführung für Mediziner

Chemie für Mediziner Einführung

Das Atom – das Unteilbare?

Der chemische Grundbaustein ist das Atom. Das Wort kommt aus dem Griechischen und heißt eigentlich das Unteilbare. Erst später entdeckte man, dass es diesem Namen gar nicht gerecht wird, denn ein Atom wird noch aus viel kleineren sog. Elementarteilchen aufgebaut:

• Protonen sind positiv,
• Elektronen negativ und
• Neutronen gar nicht geladen.

Protonen und Neutronen befinden sich im Atomkern und werden auch als Nucleone zusammen gefasst. Die Neutronen übernehmen dabei in etwa die Aufgabe eines Klebstoffes. Sie stabilisieren den Kern, andernfalls würden sich die gleichgeladenen Protonen gegenseitig abstoßen.

Die Elektronen hingegen bewegen sich in einer Elektronenhülle oder Elektronenwolke um den Kern herum. Sie tragen so gut wie nichts zur Masse eines Atoms bei, die Hülle macht aber den Großteil des Volumens aus.

Ein Atom ist nach außen hin ungeladen. Verliert oder erhält es ein Elektron dazu, würde die Nettoladung nach außen hin nicht mehr ausgeglichen sein – man spricht dann von einem Ion.

Nuklide – mehrere Atomsorten eines Elements

Ein Element ist gekennzeichnet durch eine bestimmte Anzahl an Protonen im Kern. Von diesem können auch Formen mit unterschiedlicher Neutronenanzahl existieren. Diese werden Isotope genannt. Sie besitzen unterschiedliche physikalische Eigenschaften, jedoch die gleichen chemischen Eigenschaften. Diese hängen nämlich überwiegend von den sog. Valenzelektronen oder Außenelektronen ab, die sich auf der äußersten Schale befinden.

Die meisten Elemente in der Natur kommen als Mischelemente vor. Das heißt, es gibt verschieden viele Isotope von ihnen, die mit größerer oder geringerer Häufigkeit auftreten. Die Atommasse wird daher auch als relative Atommasse angegeben, die praktisch als Durchschnittswert angesehen werden kann.

Neben den natürlichen gibt es auch künstliche Isotope. Beide Formen können wiederum stabil oder radioaktiv sein. Radioaktivität beschreibt einen instabilen Zustand, in dem der Kern spontan ohne weitere Energieeinwirkung zerfällt. Grund dafür kann ein Neutronenmangel bzw. -Überschuss sein.

Neben den Isotopen gibt es auch:

• Isotone: gleiche Neutronenzahl, unterschiedliche Protonenzahl im Kern
• Isobare: gleiche Massenzahl
• Spiegelkerne: Neutronen- und Protonenzahl vertauscht
• Kernisomere: unterschiedliche innere Zustände (z.B. angeregt und nicht angeregt)

Der Begriff Nuklid bedeutet Atomsorte bzw. Kernsorte und kann hier als Überbegriff verwendet werden. Ein Nuklid wird durch folgende Angaben charakterisiert:

• Protonenzahl = Ordnungszahl: steht vor dem Elementsymbol oben
• Massenzahl = Protonen + Neutronenzahl: steht vor dem Elementsymbol unten

Die Elektronenzahl lässt sich von der Protonenzahl ableiten. Die Neutronenzahl berechnet sich aus der Massenzahl minus der Protonenzahl. Im Periodensystem sind die Elemente nach steigender Ordnungszahl (bzw. Protonenzahl) aufgestellt.

Aufbau der Elektronenhülle

Nach dem Bohr’schen Atommodell wird die Elektronenhülle in verschiedene Schalen unterteilt. Elektronen bewegen sich auf diesen und unterscheiden sich von Schale zu Schale in ihrem Abstand zum Kern sowie im Energieniveau.
In einem erweiterten Modell wird angenommen, dass man den Aufenthaltsort eines Elektrons innerhalb der Hülle nicht genau detektieren kann. Die Aufenthaltsräume, in denen sich ein Elektron aber mit großer Wahrscheinlichkeit aufhält, werden Orbitale genannt und sind nicht zwangsläufig symmetrisch. So sind:

• s-Orbital: kugelförmig
• p-Orbitale: hantelförmig
• d-Orbitale: rosettenförmig

4 Quantenzahlen charakterisieren ein Elektron

Jedes Elektron in der Elektronenhülle kann einem Elektronenzustand zugeordnet werden, die von vier Quantenzahlen charakterisiert werden. Es gibt dabei nie zwei völlig identische Elektronenzustände innerhalb eines Atoms! Diese Gesetzmäßigkeit bezeichnet man als Pauli-Prinzip.

Die Hauptquantenzahl n ist eine ganze Zahl von 1 bis 7 und beschreibt den Abstand des Elektrons zum Kern. Sie ist also der Schale gleichzusetzen. Nach der alten Bezeichnung, die man im Periodensystem noch findet, werden diese nach Buchstaben (K-, L-, M-Schale,…) benannt.

Die Nebenquantenzahl l gibt Auskunft über das Orbital, in dem sich das Elektron aufhält. Es ist ein Unterniveau innerhalb einer Schale, wobei die

• 1./K-Schale nur ein s-Orbital besitzt (entspricht l = 0),
• die 2./L-Schale s- und p-Orbitale (entspricht l = 0; 1) und
• ab der 3./M-Schale sowohl s- als auch p- und d-Orbitale vorliegen (entspricht l = 0; 1; 2).

Über die Magnetquantenzahl m wird das Unterniveau noch weiter aufgespalten. Für ein

• s-Orbital existiert nur ein Energieniveau,
•  für ein p-Orbital gibt es drei Energieniveaus,
• für ein d-Orbital fünf. Das d-Orbital einer Schale ist dabei immer energiereicher als das s-Orbital und kleiner als das p-Orbital der nächsten, äußeren Schale.

Die vierte, Spinquantenzahl s nimmt entweder den Wert +½ oder -½ ein und beschreibt die Drehrichtung eines Elektrons um seine eigene Achse.
Die Elektronenkonfiguration eines Elements gibt die Quantenzahl aller Elektronen eines Atoms wieder.

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