Licht - eine elektromagnetische Welle

Energie E = hν h = Planck´sches Wirkungsquantum = 6,626*10-34 Js

Die große Zusammenschau….

Atom angeregtes Atom

Absorption diskreter Energiebeträge

Emission diskreter Energiebeträge

Atom Elektron Photon aZ GZ (f. Abs.)E E h E E EνΔ = Δ = = = −

„Orbital“

spezif. Energiebest. Form

„Quantenzahlen“

best. Orientierung im Raum

Energie d. Orbitale steigt mit n

für geg. n: Energie steigt mit l

Orbitale mit gleichem l sind degeneriert (gleiche Energie)z.B. n = 2, l = 1 m = -1; 0; +1 3 degenerierte p-Orbitale

Pauli-Prinzip: (aus QM)Jedes Elektron besitzt eine andere Kombination von n, l, m, s(2 e- können nicht in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen)

1. Ein Orbital enthält max. 2 e- ( ↑↓ ); s = -1/2 bzw. +1/22. Orbitale werden nach steigender Energie besetzt (energieärmere zuerst)3. Energiegleiche (degenerierte) Orbitale werden zuerst einfachbesetzt

(Hund´sche Regel)

Innerhalb des Periodensystems tragen einige Gruppen spezielle Bezeichnungen. 1. Gruppe (1. Hauptgruppe): Alkalimetalle2. Gruppe (2. Hauptgruppe): Erdalkalimetalle und 16. Gruppe (6. Hauptgruppe): Chalkogene (Erzbildner). 17. Gruppe (7. Hauptgruppe): Halogene (Salzbildner) 18. Gruppe (8. Hauptgruppe): Edelgase

Andere Gruppen werden häufig nach ihrem erststehenden Gruppenvertreter benannt (zum Beispiel Stickstoffgruppe, Kohlenstoffgruppe, Zinkgruppe und so weiter). Elemente einer Gruppe bezeichnet man als Homologe.

Aufbau des Periodensystems

Periodische Eigenschaften

• mit steigendem n Orbitale werden größer, weniger stabil(innerhalb einer Gruppe)

• mit steigendem Z Orbitale werden kleiner, stabilerZeff ↑; innerhalb einer Periode

Atomradien:

• sinken innerhalb einer Periode von links nach rechts

• steigen innerhalb einer Gruppe von oben nach unten

Ionenradien:

Ionen entstehen aus Atomen durch

• Aufnahme zusätzl. Valenzelektronen Anion, z.B. Cl + e- Cl- ) oder

• Abgabe von Valenzelektronen ( Kation, z.B. Na Na+ + e- )

r ( Az+) < r (A); r (B-) > r (B)

(Fehlende Schale (höhere e- -Abstoßung) bzw. geringere e--Abstoßung)

Metalle, Nichtmetalle, Halbmetalle

Metalle: hohe elektr. Wärmeleitfähigkeit

Metallglanz; fest bei RT (Ausnahme: Hg)

relativ niedrige IE leichte Bildung von Kationen

metall. Charakter ↑ in Gruppe von oben nach unten

in Periode von rechts nach links

Nichtmetalle: schlechte elektr. u. Wärmeleitfähigkeit

höhere IE; Tendenz zur Bildung von Anionen (EA i.a. < 0)

„oben rechts“ im PSE (Ausnahme: H)

7 Nichtmetalle sind 2-atomige Moleküle (H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2)

(g) (l) (s)

Halbmetalle: metall. und nichtmetall. Eigenschaften; z.T. verschiedene Modefikationen

• metallische

• ionische

• kovalentefließender Übergang

Lewis-Symbole ↔ Beschreibung durch Valenzelektronen

z.B. Schwefel: Elektronenkonfiguration

[Ne] 3s2 3p4

vgl. PSE: besondere Stabilität der e- - Konfiguration der Edelgase (vollbesetzte Valenzschale) ↔ hohe IE, extrem reaktionsträge

S S=

Bindungstypen

Oktettregel:

Bestreben der Atome, eine „Edelgaskonfiguration“(≡ 8 Valenzelektronen ≡ volles s- bzw. p-Orb.) zu erlangen

Ladungen einiger Ionen

Wichtige Kationen

Wichtige Anionen

Anzahl kovalenter Bindungen, die ein Atom ausbildet, entspricht Anzahl an e-, die zur Erreichung einer vollbesetzten Valenzschale fehlen:

Die Oktettregel gilt streng für alle Atome der 2. Periode (Li bis F);

für Elemente höherer Perioden (z.B. P, S) ist eine Oktettüberschreitung möglich (freie d-Orbitale)

Wasserstoff: 1 ungepaartes e- 1 kovalente Bindung

Sauerstoff: 2 ungepaarte e- 2 kovalente Bindungen

Stickstoff: 3 ungepaarte e- 3 kovalente Bindungen

Kohlenstoff: 4 ungepaarte e- 4 kovalente Bindungen

„Bindigkeit“

bevorzugt!

Ausnahmen!

Paarung von 2 oder 3 Elektronenpaaren zwischen zwei Atomen

Mehrfachbindungen

• Bindungspolarität

heteronucl. kov. Bindung: Bindungselektronen sind unsymmetrisch verteilt

↔ „polare“ Bindung, z.B.

H Clδ+ δ−

Dipolmomentq+ q -

rD q r= ⋅

abhängig von relativer Lage der Atomorbitale (vgl. später)

semiquantitatives Maß: Elektronegativität EN

= Fähigkeit eines Atoms in Verbindungen Bindungselektronen an sich zuziehen

Bindungsparameter

hohe EN ↔ hohe IE

↔ stark negative EA

Zunahme innerhalb einer Periode nach rechts, in der Gruppe nach oben

Pauling-Skala: F 4.0

Cs 0.7

je größer ΔEN zw. zwei Atomen, desto polarer die Bindung

(Zunahme von ionischem Charakter)

Elektronegativität

unpolarstark polar

bevorzuge Lewis-Strukturen mit möglichst wenigen formalen Ladungenund mit negativen Ladungen auf elektronegativen Atomen!

z.B: NO2 17 e- Radikal (= Teilchen mit ungepaartem e-)

ON

O

ON

O ON

O

ohne formale Ladung, aber nicht möglich wegen Oktett!

mesomere Grenzstrukturen(Resonanzstrukturen)

• keine physikal. Realität

• exp. Befund: beide N-O-Bindungen sind identisch!(„Überlagerung“ beider Grenzstrukturen)

z.B. Thiocyanat-Ion NCS - 16 e-

N C S N C S N C S

Lewis-Strukturformeln

Die räumliche Struktur von Molekülen

- Bindungslängen

- Bindungswinkelbeeinflusst durch freie e- - Paare

B: H2O H O H

?

HO

H104,5°

μ = 1,8 Dexp.: Dipolmoment!

aufgr. elektrostat. Abstoßung nehmen Valenzelektronenpaare Positionen ein, die möglichst weit voneinander entfernt sind

Position der Atome ist bestimmt durch Lage der bindenden e- -Paare

VSEPR-Modell: (valence shell electron pair repulsion)

Voraussagen bzl. Molekülgeometrie f. Moleküle AXnEm

Zentralatom freies e--Paar

Bindungspartner

eiserner Grundsatz:

Jede Gleichung muss ausgeglichen sein bzl.

• Ladungsbilanz (pos. / neg. Ladungen)

• Stoffbilanz (Anzahl der Atome)

Dabei dürfen nie die Indizes, sond. nur Koeffizienten verändert werden!!

Chemische Gleichungen

(Molekül) = (At ) = =omeii

mnM VM

M c ⋅∑

tatsächl. AusbeuteAusbeute (%) = 100 %theoret. Ausbeute

⋅ c = n / V

m = n × M

β = m / V

const.mit

w p dVq dU dH

pH pVp dV U

δδ= −

→ = + ≡ = +=

Enthalpie

Enthalpie

0 0 0R f f(Prod.) (Ed.) , : stöch. Koeff.H n H m H n mΔ = Δ − Δ∑ ∑

exothermer Prozess: System gibt Wärme an die Umgebung abEntropie der Umgebung ↑

endothermer Prozess: System nimmt Wärme aus der Umgebung aufEntropie der Umgebung ↓

Sys Sys Univ Sys Sys SysG T S H T SΔ = − ⋅ Δ = Δ − ⋅ ΔGibbs-Helmholtz-Gleichung:

Un Sysiv für spontane0 n Prozess0S GΔ→ Δ <>

C D

A B

A B C D

R

A + B C + D

(C) (D)(A) (B)

c cKc c

ν ν

ν ν

ν ν ν ν⋅ ⋅ ⋅ ⋅

⋅→ =

⋅

allg.:

Aussage: Im Ggw. ist das Konzentrationsverhältnis ( bei p, T = const.) eineKonstante, unabhängig von den Einzelkonzentrationen

keine Aussage über: • Zeit der Ggw.einstellung (stark abhängig von T)

• Ablauf d. Rx. („Mechanismus“), evt. Zwischenprodukte

K > 1 „mehr Produkte als Edukte“ Ggw. liegt „rechts“

K < 1 „mehr Edukte als Produkte“ Ggw. liegt „links“

Chemisches Gleichgewicht und Massenwirkungsgesetz

Schreibweise: richtig

falsch: „reserviert“ für mesomere Grenzstrukturen

unter Nicht-Standardbedingungen:

0 0R R

0R R0R R m m

ln ; 1

0 ln

ln (B) (A)

G G RT Q Q G G

G RT K

G RT K G G

Δ = Δ + = → Δ = Δ

= Δ +

→ Δ = − = −

Massenwirkungsbruch (Reaktionsquotient) Q und Ggw.einstellung

0( / )R

RG RTK e− Δ=

Le Chatelier: (1850 – 1936) „Prinzip des kleinsten Zwangs“

„Übt man auf ein Gleichgewichtssystem einen Zwang aus, so reagiert das System in der Weise, dass der Zwang verringert wird“.

A B P Q R RA + B P + Q (Prod.) (Ed.)H H H Hν ν ν ν⋅ ⋅ ⋅ ⋅ Δ = Δ − Δ = Δ

auch Reaktionswärme (für p = const.: „Enthalpie“) kann als Edukt bzw. Produkt aufgefasst werden!

Le Chatelier: (1850 – 1936) „Prinzip des kleinsten Zwangs“

„Übt man auf ein Gleichgewichtssystem einen Zwang aus, so reagiert das System in der Weise, dass der Zwang verringert wird“.

Gleichgewichte sind temperaturabhängig, d.h. KR = f (T)

Freie Enthalpie und Temperatur

Gleichgewichte sind temperaturabhängig, d.h. KR = f (T)

Kopplung von Reaktionen

H2NCHR1

C

O

OH H2NCHR2

C

O

OH+ H2N

CHR1

C

O

N

H

CH

R2

C

O

OH + H2O

ΔGR0 = 17 kJ/mol

ATP ADP Pi+ H2O + ΔGR0 = -30 kJ/mol

Σ ΔGR0 = -13 kJ/mol

ADP Pi+ ATP + H2OBereitstellung von ATP

ΔGR0 = +30 kJ/mol

ΔGR0 = -2880 kJ/mol

(reicht in vivo unter aeroben Bedingungen für Bildung von ca. 30 ATP)

C6H12O6 CO26O2+ 6 + 6 H2O

hνPhotosynthese!

permanenter Auf- und Abbau!

Peptidsynthese

Säuren und Basen

Def. nach Brönstedt:

Säuren sind Protonendonatoren, d.h. Moleküle/Ionen, die H+-Ionen abgeben können.

Basen sind Protonenakzeptoren, d.h. Moleküle/Ionen, die H+-Ionen an ein freies Elektronenpaar anlagern können.

allg.: stärkere Base + stärkere Säure schwächere Base + schwächere Säure

bzw.

S B W

++ 143

3[ H O ] [ A ] [ HO ] [ HA] [ H O ] [ HO ] 10

[ HA] [ A ]K K K

− −− −

−⋅ ⋅

⋅ = ⋅ = ⋅ = =

B Bp logK K= −

S B Wp p p 14K K K→ + = =

+3

S[H O ] [A ]

[HA]K

−⋅=

B[OH ] [HA]

[A ]K

−

−⋅

=

)33

H OH O

(pH lg[ ] lg ,mol/L

c ++= − = −

analog)OHOH

(pOH lg[ ] lgmol/Lc −

−= − = −

Eigendisoziation des Wassers und pH-Wert

7A

+3 A A

molsofern (HA) 10 (OH )L

(H O ) (HA) pH lg [HA]

c c

c c

− −

→ = → = −

starke Säure:

schwache Säure:

A

+ +3 S A 3 S A

S A

[ HA] [ HA]1 1[ H O ] [ HA] bzw. lg [ H O ] lg lg [ HA]2 2

1 1pH p lg [ HA]2 2

K K

K

→ ≈

→ = ⋅ − = − −

→ = −

Säure-Base-Eigenschaften von Salzen

• saure Salze: ↔ enthalten korrespondierende Kationen schwacher Basen

+4 3 4 3

+ +2 34 3

NH NO NH ( ) NO ( )

NH ( ) H O NH ( ) (H O )

aq aq

aq aq aq

−⎯⎯→ +

+ +pH-Wert ↓

• basische Salze: ↔ enthalten Anionen schwacher Säuren+

2

KF K ( ) F ( )

F ( ) H O HF( ) )OH (

aq aq

aq aq aq

−

−−

⎯⎯→ +

+ +pH-Wert ↑

• neutrale Salze: ↔ enthalten Kationen aus Gr. I / II und korrespondierende Anionen sehr starker Säuren

+

2

KCl K ( ) Cl ( )

Cl ( ) H O

aq aq

aq

−

−

⎯⎯→ +

+ ⎯⎯→pH-Wert = 7

+

S S S

3 S

[A ] (A )pH p lg p lg p lg[ HA]

[ HA]lg [ H O ] lg lg[A

1 (HA)

]

nn

K

K K Kαα

− −

−

= + = + +

− −

=−

− =

→

Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Merke:

Im Quotienten steht nie eine starke Base (z.B. OH-) oder eine starke Säure (z.B. H3O+): ein Puffer besteht aus einer/mehreren (Blut!) schwachen Säure(n) und der/den korrespondierenden schwachen Basen.

Falls n (A-) = n (HA) äquimolares Puffergemisch

pH = pKS (bei nicht zu starker Verdünnung)

Pufferlösungen und Indikatoren

Titration einer schwachen Säure(Essigsäure)

Säure/Base-Titration

ÄP > NP

ungeeigneter Indikator

geeigneter Indikator

Puffersysteme im Organismus

1) Kohlendioxid-Hydrogencarbonat- Puffer („Bicarbonat-Puffer)

Carboanhydrase +2 2 2 3 3CO + H O H CO HCO + H−

wichtigstes Puffersystem im Blut! Anteil ca. 52 %

2) Hämoglobin-Puffer

3) Protein-Puffer: relevant v.a. Histidin-Reste: pKS = 6

Anteil ca. 15 %

4) Hydrogenphosphat-Dihydrogenphosphat-Puffer:

aufgr. des geringen Vorkommens geringer Anteil (ca. 1 %)

Redoxreaktionen und Redoxpotentiale

Def.: Elemente / Verbindungen, die e- abgeben Reduktionsmittel(e- -Donatoren)

Elemente / Verbindungen, die e- aufnehmen Oxidationsmittel(e- -Akzeptoren)

vgl.S/B !

1) Oxidationszahlen (OZ)

2) Ausgleich d. Differenz der OZ durch e-

3) Ladungsausgleich (H+ /H3O+ oder OH-)

4) Stoffausgleich

0 0 0red ox

2 2 0

unter Standardbedingungen:

z.B. für Zn ( ) Cu ( , 1 M) Zn ( , 1 M) Zn ( ) 1,1

(Kath) (An)

0 V

E

s aq aq s E

E E+ ++ ⎯⎯

=

→ + +

−

=

+ 02 red2 H ( , 1M) + 2 e H ( , 1 bar) 0 Vaq g E− ⎯⎯→ =

Freie Enthalpie und EMK: Nernst´sche Gleichung

spontane Rx: ΔG < 0; E > 0

es gilt: 0 0

Anzahl übertragener Faraday-Konst. = 96500 C/mol

(J/V mol)

z eF

G z F EG z F E

−Δ = − ⋅ ⋅

Δ

=

== − ⋅ ⋅(1)

0mit lnG G RT QΔ = Δ + →

+NWEi i

/ 2i2 i

(Red ) (H ) (Red )mit(Ox )(H ) (Ox )

iz

zaQ Q

p⋅

= ⎯⎯⎯→ =⋅

( )( )

( )( )

i i0 0

i i(i) (i) mV (i) mV

Red Ox1 159 lg 59 lgOx Red

E E Ez z

= − ⋅ ⋅ = + ⋅ ⋅

stabile Komplexe für

möglichst kleine, hochgeladene Kationen (↔ starke elektrostat. Anziehung)

Kationen ohne Edelgaskonfiguration (↔ Nebengruppenmetalle, z.B. Fe2+/3+, Co2+/3+, Cu+/2+, Zn2+, Cr3+ …)

# Na+, K+, Ca2+ ↔ praktisch keine stabilen Komplexe!

„gute“ Liganden:

Moleküle / Anionen mit freiem e- -Paar an (vergleichsweise) wenig elektronegativem Element:

F- < Cl- , H2O < NH3, OH- < CN-

Liganden, die nur ein e- -Paar f. koord. Bindung zur Verfügung stellen können, heißen einzähnig, solche, die mehrere Paare zur Verfügung stellen, mehrzähnig

( „Chelatkomplexe“)

Metallkomplexe

2 2 92 6 3 3 6 2 R

2 2 172 6 3 2 R

[Ni(H O) ] 6 NH [Ni(NH ) ] 6 H O 10

[Ni(H O) ] 3 en [Ni(en) ] 6 H O 10

K

K

+ +

+ +

+ + =

+ + =

vgl.

ΔH0K vergleichbar: gleiches Ligandatom:

Unterschied in ΔG0K (und damit KR, d.h. der Komplexstabilität aufgr. ΔS0

K :

N

Chelateffekt: ↔ höhere Anzahl frei beweglicher Teilchen bei Bildung des Chelatkomplexes

↔ (größere) Entropiezunahme ΔS0K

↔ umso größer, je mehr Donor-Atome der Chelatligand zur Verfügung stellt

hohe Stabilität von EDTA-Komplexen (sechszähniger Ligand);

bildet sogar stabile Komplexe mit Erdalkalimetall-Ionen (Ca2+), die sonst praktische keine stabilen Komplexe ausbilden (vgl. V3.8)

= Entropie-effekt !

Ligandenaustauschreaktionen und Chelateffekt

Zustandsgleichung idealer Gase

= allgemeine Gaskonstante= 8.3143 J/mol K = 0.08206 L atm / mol Kp V n R T

p V n T R⋅ =

⋅⋅

⋅⋅

∼

Anwendung: exp. Bestimmung der molaren Masse von Gasen:

m RTn M mM pV

= → = ⋅

Gasgesetze (für „ideale Gase“)

1 2 1 2( )

allg.: mit ii i i

i

RTp p p n nV

nRT n RTp p p nV n V

= + = + ⋅

= = ⋅ = ⋅∑

• molekulare Feststoffe

- unpolare ( ↔ v.a. Dispersionskräfte) gut lösl. in unpolaren LM

z.B. I2 in CCl4; schlecht löslich in polaren LM (z.B. H2O)

- polare ( ↔ Dipol-Dipol-WW, H-Brücken) gut löslich in polaren, H-Brücken ausbildenden LM

z.B. Glucose (viele OH-Gruppen): gut löslich in Wasser; praktisch unlöslich in Kohlenwasserstoffen

Lösungen: energetische Aspekte und Löslichkeit

• ionische Feststoffe:

sehr starke WW im Kristallgitter: ΔGGi >> 0

sehr starke WW mit LM erforderlich

nur sehr polare LM wie H2O ermöglichen ausreichend starke Ion-Dipol-WW

in H2O: Hydratationsenthalpie ΔHHy für Bildung hydratisierter Ionen(Hydrathülle) << 0

Quantitative Beschreibung der Löslichkeit:Sättigungskonzentration und Löslichkeitsprodukt

„gesättigte Lösung“

↔ Lösung eines Feststoffs A steht im Ggw. mitfestem A (Bodenkörper)

Auflösung Abscheidungv v=

Löslichkeitsprodukt:

+n m

n + m

n + mL

A B n A + m B(A ) (B )

(AB)(A ) (B )

c cKc

K c c

−

−

−

⋅=

= ⋅

streng genommen:

Aktivitäten !

Nernst´sches Verteilungsgesetz

• System aus zwei wenig mischbaren Flüssigkeiten (Zweiphasensystem)

z.B. Ether / Wasser

lipophil hydrophil

+ Stoff A, der sich (mehr o. weniger) in beidenPhasen löst

Verteilungsgleichgewicht:

Phase I

Phase II

(A) ( ) Verteilungskoeffizient(A)

c K f Tc

= =

Dampfdruckerniedrigung*

i i i i = Stoffmengenanteil des LM < 1p x p x= ⋅(Raoult´sches Gesetz)

S S L L

G G L

: Molalität des Solutes (mol/kg LM)

T K m mT K m

Δ = ⋅Δ = ⋅

Siedepunktserhöhung ΔTS bzw. Gefrierpunktserniedrigung

Osmose

geg.: Lösung mit Stoff A, durch semipermeable Membran (f. A nicht durchlässig)getrennt von reinem LM (bzw. Lösung geringerer Konz.)

Nettodiffusion des LM entlang des Konz.gradienten in die (konz.) Lg.

Aufbau eines hydrostatischen Drucks π = osmotischer Druck im Ggw.

(oder: Verhinderung des osmot. Flusses durch Ausübung eines hydrostat. Drucks)

(Van t́ Hoff)c R Tπ = ⋅ ⋅ (f. verdünnte Lg.)

Nettotransfer von LM-Molekülen aus einer Lösung in das reine Solvens durch entsprechend hohen äußeren Druck

Wasseraufbereitung durch Meerwasserentsalzung:hohe Drücke erforderlich (π > 28 bar) erfordert Membranen hoher mech.Stabilität

Bestimmung molarer Massen:

n m R Tc R T R TV M V

m R TMV

π

π

⋅ ⋅= ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅ =

⋅

⋅ ⋅→ =

⋅

Einwaage

Messgröße

Volumen der Lösung

gut geeignet für Makromoleküle mit hohem M

(# Gefrierpunktserniedrigung / Siedepunktserhöhung: schwierig zu messen aufgr. sehr kleinem ΔT)

Reverse Osmose

Reaktionskinetik

i

A B P Q1 (I) (Edukte) < 0; (Produkte) > 0

a b p qd c v v

d tυ

ν

+ +

=

Reaktionsgeschwindigkeit

m n

A B P Q

(A) (B) , n: Reaktionsordnung bzl. der Komponente A bzw. B

a b p q

c c mυ

+ +

⋅∼

2

(A) (P)1. (A) 1. Ordnung

(A) (P)2. (A) Ordnung2.

d c d c k cdt dt

d c d c k cdt dt

υ

υ

= − = = ⋅

= − = = ⋅

0

0 0

(A) (A)

( ) (A) (A) (A) (1 )

k t

k t

c c e

c P c c c e

−

−

= ⋅

= − = ⋅ −

Reaktionsordnung und Geschwindigkeitsgesetz

01/

/

/ 2

2

1 2

1

(A) 1(A) ln2 2

ln 2

ln 2

cc k t

k t

tk

= → = − ⋅

−

=

= − ⋅

Halbwertszeit

unabhängig von derAnfangskonzentration !

1. Ordnung:integriertes Geschwindigkeitsgesetz

A( p) ex ET

kR

k T ∞⎛ ⎞−

⋅⋅ ⎜

⎝= ⎟

⎠Arrhenius-Gleichung

Orientierung ausreichend Energie

A 0E H ≠= Δ molare Standardaktivierungsenthalpie

Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur

Bestimmung der Aktivierungsenthalpie:

A 1ln ( ) ln Ek T kR T∞= − ⋅

1 A

2 2 1

1 1ln k Ek R T T

⎛ ⎞= ⋅ −⎜ ⎟

⎝ ⎠

Erniedrigung von EA / Erhöhung von ΔS0≠

↔ Katalysator

• eröffnet einen alternativen Reaktionsweg mit niedrigerem EA

beschleunigt und in gleichem Maß

beeinflusst nicht die Lage des Gleichgewichts

• wird im Zuge der Reaktion nicht verbraucht

meist in sehr kleinen Mengen wirksam

υ υ

Wie kann man eine Reaktion beschleunigen? - Katalyse

einfachstes Modell nach Michaelis und Menten:

1 2

1 2

02

M

M max 2

x

0

maM

S + E ES E + P

(E) (S)(S

(S)(S)

falls (S))

(E)

k k

k k

c ckK c

cK c

c K k c

υ

υ υ

υ

− −

⋅= ⋅ =

+→ =

⋅+

= ⋅

Enzyme und Enzymkinetik

(S)c

Sättigung

KM

max

2υ

maxυ

υvgl. Langmuir!

Messung von Anfangs-geschwindigkeiten für verschiedene c (S)

KM entspricht derjenigen Konz. an Substrat, bei der die Rx.geschwindigkeit halbmaximal ist. Einheit: mol/L

(Anfangsgeschwindigkeit)

Enzyme und Enzymkinetik

Linearisierung nach Lineweaver u. Burk:

M M

max max max

1 1 (S) 1 1(S) (S)

K c Kc cυ υ υ υ+

= ⋅ = + ⋅

1(S)c- 1/KM

max

1υ

1υ

Enzyme und Enzymkinetik

Stofftrennung: Überblick

Stoff m. geringerer Lös-lichkeit kristallisiert b. Ab-kühlen zuerst aus

LöslichkeitsunterschiedeKristallisation

schwer flüchtige Substanzen bleiben als Pulver zurück (Lyophilisat)

untersch. DampfdrückeSublimation v. Wasser im Hochvakuum

Sublimation• Gefriertrocknung

Anreicherung des leichter flüchtigen Stoffs im Kondensatverbesserte TrennungSdp. sinkt Schonung thermolabiler Substanzen

untersch. Sdp. (untersch. Dampfdrücke)

mehrfache Ggw.einstellungVerringerung des äußeren Drucks

Destillation

• Kolonnendestillation• Vakuumdestillation

Effekteberuht aufTrennung durch

effektive Trennung auch komplexer Gemische

untersch. Verteilung zwischen in 2 Phasen (fest/flüssig; fest/gasförmig);häufige Wiederholung der Gleichgewichtseinstellung

Chromatographie

Anreicherung eines Stoffes in einer Phase

untersch. Verteilungskoeff. in 2-phasigem LM-System

Extraktion (flüssig-flüssig-Verteilung)

Trennung unterschiedl. großer Teilchen

untersch. TeilchengrößeDialyseGelfiltration

Effekteberuht aufTrennung durch

Überblick

Chromatographie

Verteilung von Stoffen zwischen

stationärer Phase: kristalline / amorphe Pulver versch. Korngrössen, wie z.B. SiO2, Al2O3, Reverse-Phase-Materialien, Papierstreifen

mobiler Phase (Eluens): alle möglichen Lösungs-mittel, sofern diese keine Rx. mit stationärer Phase bzw. zu trennenden Stoffen eingehen.

Art der Trennung:

Adsorption (z.B an Kieselgel)

hydrophobe Wechselwirkung (z.B. RP-Materialien, wie alkyliertes Kieselgel)

Elektrostatische WW (Polymermatrix mit -NR3+, -SO3-, COO--Gruppen)

Gelfiltration (poröse Polymermatrix mit Hohlräumen)

spezifische Interaktionen (Affinitätsmatrix, z.B. mit Antikörpern oder NiNTA)