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Allgemeine Chemie

Die Wurzeln der experimentellen Naturwissenschaft Chemie reichen zurück bis ins antike Griechenland. Die alten griechischen Philosophen beschäftigten sich schon vor mehr als 2000 Jahren mit grundlegenden theoretischen Fragen zum Aufbau der Materie. Im Laufe der Jahrhunderte lernten die Menschen immer mehr durch praktische Anwendungen die Chemie im täglichen Leben nutzbar zu machen. So entwickelten sich die Handwerksgebiete Töpferei, Gerberei, Färberei, Metallurgie, Braukunst und Gewinnung von Wirkstoffen aus Heilkräutern zu unverzichtbaren Elementen der Kulturgeschichte der Menschheit, ohne die die heutige moderne Industriegesellschaft undenkbar erscheint. Im nachfolgenden Text werden einige Meilensteine der Chemiegeschichte aufgelistet, die einen Überblick über die Entwicklung der Vorstellung der Menschen vom Aufbau der Materie geben.

1.1 Historische Entwicklung von Atommodellen

Die griechischen Philosophen wie z.B. Anaximander (600 v. Chr.) glaubten, dass die gesamte Natur aus den vier Elementen Feuer, Erde, Luft und Wasser aufgebaut sei. Mit dieser Modellvorstellung lassen sich viele Naturbeobachtungen logisch erklären. So verbrennt ein Stück frisches Holz, indem Rauch (Luft) und Flammen (Feuer) entstehen. Übrig bleibt der Verbrennungsrückstand Asche (Erde) und Restfeuchtigkeit (Wasser). Demokrit benutzte 400 v. Chr. zum ersten Mal den Atombegriff (atomos = unteilbar) im Rahmen einer philosophischen Spekulation (Atome als kleinste unteilbare Bausteine des Weltalls). Albertus Magnus gilt als einer der bedeutendsten Naturforscher des Mittelalters. Auf seine Untersuchungen aus dem Jahre 1270 n. Chr. gehen heute so wichtige Begriffe wie „Affinität“ und „chemische Verwandtschaft“ zurück. Im Jahre 1550 n. Chr. vollendete Georg Agricola sein zwölf Bände umfassendes Werk „De re metallica“, in dem er die gesamte Grubenarbeit, die Wasserhaltung in Bergwerken, die Förderung, Verhüttung sowie die chemischen Arbeiten bis zur Reingewinnung von Gold, Silber, Kupfer und Blei beschrieb. Dieses Buch wurde bis ins 19. Jahrhundert an chemischen Fachschulen benutzt.

Lavoisier formulierte im Jahre 1785 das Gesetz von der Erhaltung der Masse (bei einer chemischen Reaktion ist die Masse der Ausgangsstoffe gleich der Masse der Endstoffe). D.h. Kohlenstoff (C) verbindet sich mit Sauerstoff (O) zu Kohlenmonoxid (CO) gemäß der Reaktionsgleichung: C + O → CO. Dabei kann man z.B. aus 12 g C und 16 g O insgesamt 28 g CO erhalten (28 = 12 + 16).

Proust erweiterte 1799 die Lavoisier’schen Gedanken um das Gesetz der konstanten Proportionen (chemische Elemente vereinigen sich immer in einem konstanten Massenverhältnis, z.B. C + O im Massenverhältnis 12/16 = 3/4 ergibt CO; dagegen ist C + O im Massenverhältnis 8/16 = 1/2 nicht möglich). Dalton beschrieb 1803 das Gesetz der multiplen Proportionen (wenn sich zwei Elemente zu mehr als einer Verbindung vereinigen können, so stehen die Gewichtsmengen, mit denen das eine Element sich mit einer gegebenen Gewichtsmenge des anderen verbindet, zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen, z.B. ein Kohlenstoffoxid (CO) enthält C und O im Massenverhältnis 3:4, ein anders Kohlenstoffoxid (CO2) enthält C und O im Massenverhältnis 3:8. Die Sauerstoff-Massen, die sich in beiden Oxiden mit der gleichen C-Masse vereinigen, stehen also zueinander im Verhältnis 1:2). Im Jahre 1805 formulierte Dalton die Hypothese, dass alle Substanzen aus kleinen Materieteilchen verschiedener Sorten bestehen, die den verschiedenen Elementen entsprechen. Er nannte diese Teilchen Atome (griechisch atomos = unteilbar). Die uns umgebende Materie besteht aus Atomen. Dabei sind die Atome die kleinsten Bausteine der Materie, die mit konventionellen chemischen Methoden voneinander unterscheidbar sind.

Die Atomhypothese von Dalton erfuhr in den Folgejahren durch Gay-Lussac (1808) und Avogadro (1811) eindrucksvoll ihre letztendliche Bestätigung durch das „Chemische Volumengesetz“ und das „Allgemeine Gasgesetz“.

Das chemische Volumengesetz lautet: Das Volumenverhältnis gasförmiger, an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe lässt sich bei konstanter Temperatur und konstantem Druck durch einfache ganze Zahlen wiedergeben, z.B. Wasserstoff und Sauerstoff reagieren im Volumenverhältnis von 2:1 zu Wasser (2H + O → H2O).

Das Gasgesetz lautet: Gleiche Volumina „idealer Gase“ enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen – Atome bzw. Moleküle, d.h.: 6,022·1023 Teilchen nehmen bei Normalbedingungen das Volumen von 22,4 l ein. Die Avogadro-Zahl (6,022·1023), früher auch Loschmidt-Konstante genannt, gibt an, wie viel Atome die Stoffmengenkonzentration von 1 mol eines Stoffes enthält.

Die Masse der Stoffmengenkonzentration von 1 mol eines Stoffes kann aus dem Periodensystem der Elemente (PSE) entnommen werden. Demnach besitzt 1 mol Kohlenstoff (C) die Masse von 12 g und enthält darin ca. 6·1023 Kohlenstoff-Atome. Wie unvorstellbar groß diese Zahl ist, verdeutlicht das folgende Beispiel: Wollte man alle Atome von 12 g Kohlenstoff Atom für Atom manuell zählen, bräuchte man dafür ca. 6·1023 Sekunden, wenn der Zählvorgang für jedes Atom 1 Sekunde in Anspruch nehmen würde. Das Alter des Universums beträgt ca. 15 Milliarden Jahre, das entspricht ca. 5·1017 Sekunden.

Das würde nun bedeuten: Hätte man seit dem Beginn des Universums nach dem Urknall damit begonnen, alle C-Atome, die in 12 g Kohlenstoff enthalten sind, nach der o.g. Zählleistung von 1/s zu zählen, hätte man heute erst ein Millionstel der insgesamt notwendigen Arbeit geleistet – an einen Abschluss dieser Arbeit wäre noch lange nicht zu denken. Das Periodensystem der Elemente (PSE), in dem der systematische Aufbau der chemischen Elemente sichtbar wurde, ist von vielen Chemikern zu Beginn des 19. Jahrhunderts über Jahrzehnte hin immer weiter verbessert worden. Heute gelten der Deutsche Meyer und der Russe Mendelejev als Schöpfer dieser systematischen Darstellung. Zu Beginn des 20. Jahrhunderts entdeckten die französischen Physiker Becquerel und Curie die Radioaktivität mit Hilfe eines natürlichen Uranminerals (Pechblende). In Folge wurden die drei verschiedenen Arten der radioaktiven Strahlung (α-, β- und γ-Strahlung) charakterisiert.

Der englische Physiker Rutherford untersuchte die Wechselwirkungen von α-Teilchen mit dünnen Metallfolien und leitete aus seinen Untersuchungen ein „Planetenmodell“ der Atome her. Er postulierte, dass sich in einem Atom die gesamte positive Ladung (Protonen) und fast die gesamte Masse in einem eng begrenzten Raum befinden (Atomkern). Der überwiegende Teil des Atoms besteht aus „leerem Raum“, in dem sich die Elektronen um den Kern bewegen (Atomhülle), ähnlich der Bewegung der Planeten um die Sonne. Atome bestehen also aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Kern und Hülle besitzen gleiche, aber entgegengesetzte Ladung, die Masse eines Atoms ist fast vollständig im Kern konzentriert. Der Kern besteht aus Protonen und Neutronen (auch Nucleonen = Kernteilchen genannt), die Hülle besteht aus Elektronen. Im subatomaren Bereich können jedoch mit Hilfe physikalischer Methoden weitere Teilchen (Elementarteilchen) identifiziert werden, aus denen die Atome selbst aufgebaut sind. Im Jahre 1900 formulierte Max Planck die Quantentheorie, mit deren Hilfe nachgewiesen werden konnte, dass die Absorption und Emission von elektromagnetischer Strahlung durch Materie nur in kleinstmöglichen Energiebeträgen (Quantelung) auftreten kann.

Im Jahre 1905 erklärte Albert Einstein den fotoelektrischen Effekt (Elektromagnetische Strahlung kann aus einer Metalloberfläche Elektronen herausschlagen) mit Hilfe der Quantentheorie. Damit konnte der elektromagnetischen Strahlung sowohl Welleneigenschaften als auch Teilcheneigenschaften zugeschrieben werden. Aus den Überlegungen von Rutherford und Planck entwickelte der dänische Physiker Niels Bohr im Jahre 1914 das Bohr’sche Atommodell. Bohr berechnete eine Folge von erlaubten Energiezuständen für das Elektron des Wasserstoffatoms. Jeder dieser erlaubten Zustände entspricht einer Kreisbahn mit einem bestimmten Radius, in dem sich das Elektron um den Atomkern bewegt.

Auch wenn das Bohr’sche Atommodell die Wirklichkeit des Atomaufbaus völlig falsch widerspiegelt, hat es sich dennoch viele Jahre in den Naturwissenschaften halten können und wird auch heute noch vielfach benutzt, da es das historisch letzte Atommodell ist, das mit einfachen Vorstellungen ohne erheblichen mathematischen Aufwand noch begreifbar ist. Im Jahre 1927 formulierte der deutsche Physiker Heisenberg die nach ihm benannte Unschärferelation. Diese besagt, dass nicht nur Energiebeträge gequantelt auftreten, sondern auch Teilchen im subatomaren Bereich (Elektronen). Damit musste man die vereinfachte Bohr’sche Vorstellung aufgeben, dass sich Elektronen in definierten Kreisbahnen um den Kern bewegen. In der Folgezeit entwickelte...