Chemie Teil 2

Salzsäure (Chlorwasserstoffsäure) HCl, Schwefelsäure H₂SO₄, Salpetersäure HNO₃ 

(manchmal auch Phosphorsäure)

Stoffe, welche sowohl ein Proton aufnehmen, als auch abgeben können; z.B. Wasser, Ammoniak, Schwefelsäure, Essigsäure, Hydrogencarbonat, Hydrogensulfat, Hydrogen- und Dihydrogenphosphat

können sowohl als Säure als auch als Base reagieren

Säure + Base = Salz + Wasser
NaOH + HCl = NaCL + H₂O

wenn eine Säure oder Base auf ein Salz trifft, so kann die schwächere Base/Säure aus dem Salz verdrängt werden

bei mehrprotonigen Säuren kommt es vor, dass nicht alle Protonen gelichzeitig abgegeben werden und dadruch ist es möglich, dass Salze gebildet werden, welche noch Protonen enthalten

z.B. Natriumhydrogensulfat NaHSO_4, Natriumdihydrogenphosphat NaH₂PO₄, Eisen(III)dihydrogenphosphat Fe(H₂PO₄)₃

Ein Puffer ist ein Stoffgemisch, welches auf die Zugabe einer Säure oder Base mit einer sehr viel geringeren Veränderung des pH-Wertes reagiert, als ein ungepuffertes Gemisch

Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten bzw. korrespondierenden Base (bzw. des jeweiligen Salzes) oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten bzw. korrespondierenden Säure, sorgen dafür, dass der pH-Wert annähernd konstant bleibt
schwache Säure hat die EIgenschaft, dass sei nicht vollständig dissoziert vorliegt, daher das Wasserstoffproton nicht hergeben will und sich somit nur schwach auf den pH-Wert auswirkt

Blutpuffer: halten im Blut den pH-Wert bei Veränderungen des Säure-Basen Verhältnisses konstant → Kohlensäurepuffer, Hämoglobin, Proteinatpuffer, Phosphatpuffer

pH-Wert Blut = 7,4 (+-0,03)

starke Säuren: liegen völlig dissoziiert vor, daher kann die Protonenkonzentration des Wassers vernachlässigt werden da nur die Säure Protonen liefert

pH = - log (HA)

starke Basen: 

pH = 14 - pOH 
pOH = - log(B)

schwache Säuren:   pH = ½(pK_S - log[HA]₀)

schwache Base:   pH = 14 - ½(pK_B - log[B]₀)

pH = pK_s - log (c(HA) / c(A^-))

Reaktion, bei welcher Elektronen übertragen werden

gibt die formale Ladung eine Atoms innerhalb eines Moleküls an

Regeln:

- einzelnes Atom oder Element: 0
- Fluor: - I
- Sauerstoff: - II, außer Peroxide (O₂^-) - I
- Wasserstoff: + I, außer Hydride - I
- Halogene wie Chlor, Brom, Iod - I
- Alkalimetalle: + I (Hauptgruppe 1)
- Erdalkalimetalle + II (Hauptgruppe 2)
- bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung (z. B. Cu²⁺ hat die Oxidationszahl +2, Ag⁺ hat die Oxidationszahl +1)
- Summe aller Oxidationszahlen muss bei einem ungeladenen Molekül 0 sein
- bei einem Ion mus die Ionladung das Ergebnis sein, z.B.  NH₄⁺ hat die Gesamtladung +1, Oxidationszahlen = -3 (N) + 4*1(H₄)= 1

Steigerung der Oxidationszahl, Abgabe von Elektronen

Abnahme der Oxidationszahl, Aufnahme von Elektronen

Elektronenakzeptor; kann andere Stoffe oxidieren, wird selbst reduziert

Elektronendonator (gibt Elektronen ab); kann andere Stoffe reduzieren, wird selbst oxidiert

1. Grobe Formulierung der Reaktion (Entspricht in Arbeiten meist der Aufgabenstellung)
2. Oxidationszahlen ermitteln
3. Aufteilung der Redoxreaktion in Oxidation und Reduktion
4. Zahl der Elektronen bei Red und Ox angleichen
5.  Elektronenladung ausgleichen (mit H+ im sauren, mit OH- im basischen Bereich)
6. Einbringen von H2O, denn zugeführte H+/OH- Ionen müssen ausgeglichen werden
7. Zahl der Elektronen bei Red und Ox angleichen
8. e- kürzen / Red und Ox zusammenzählen
9. Kontrolle der Redoxreaktion

Konstrukt, welches chemische Energie in elektrische Energie umwandelt und dabei Gleichstrom liefert

Sonderform des galvanischen Elements mit Kupfer und Zink

Zinkelektrode und Kupferelktrode werden in zwei seperate Gefäße mit Lösungen ihre Salze getauchtund mit elektrischem Leiter verbunden, Gefäße sind über Salzbrücke verbunden

An der Zinkeletrode werden unter Abgabe von Elektronen Zn²⁺-Ionen frei, deren Ladung durch Anionen (SO₄^2-), die über die Salzbrücke wandern, ausgeglichen wird. An der Kupferelektrode scheiden sich Cu²⁺-Ionen unter Aufnahme von Elektronen als Kupfer ab. Der Verlust von Kationen in dieser Halbzelle muss durchAbwanderung von Anionen (SO₄^2-) über die Salzbrücke ausgeglichen werden. DIe Zinkeletktrode baut sich ab und die Kupferelektrode baut sich auf. Bis die Zinkelektrode verbruacht oder keine Kupferionen mehr in der Lösung sind, läuft die Reaktion weiter und liefert eine gewisse Spannung.

Ort der Elektronenabgabe, hier läuft die Oxidation ab

Ort der Elektronenaufnahme, hier läuft die Reduktion ab

wird durch die elektromotorische Kraft, die eine Elektrode einer elektrochemischen Zelle liefert, definiert

zur Messung wird diese Elektrode in eine Prüfzelle neben eine Referenzelektrode (Standardwasserstoffelektrode), deren Potential als 0 definiert ist, gestellt

∆E = E_red - E_ox

hat ein Metall die Tendenz im Vergleich zur Standardelektrode Elektronen abzugeben und damit oxidiert zu werden, so ist sein Redox-Potential negativ; nimmt es eher Elektronen auf, so ist sein Redox-Potential positiv

Das Kohlenstoffatom hat in seiner äußeren Schale 4 Elektronen (Elektronenkonfiguration: 2s² 2p²). Davon liegen zwei Elektronen als Elektronenpaar (2s²) vor und zwei frei (2p²). Das bedeutet, daß nur zwei Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Allerdings würde dann die Oktettregel nicht erfüllt (höchstens 6 Elektronen). Andererseits ist bekannt, daß Kohlenstoff vierbindig ist (Bsp: CH₄).
Dies wird folgendermaßen erklärt:
Die Valenzelektronen reorganisieren sich so, daß vier Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Das 2s- und die 2p-Orbitale verbinden sich zu vier sp³-Hybridorbitalen, die energetisch gleichwertig sind. (sp³ bedeutet, daß an diesen Hybridorbitalen ein s- und drei p-Orbitale beteiligt sind.)

c = n/V

c...Stoffmengenkonzentration [mol/L]
n...Stoffmenge [mol]
V...Volumen [L]

ß = m/V

ß...Massenkonzentration in [g/L]
m...Masse in [g]
V...Volumen in [L]
 

ρ = m/V
 

ρ...Dichte in [g/cm³]
m...Masse in [g]
V...Volumen in [cm³]

übt man auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, einen Zwang durch Änderung der äußeren Bedingungen aus, so stellt sich infolge dieser Störung des Gleichgewichts ein neues Gleichgewicht, dem Zwang ausweichend, ein

das Gleichgewicht kann beeinflusst werden durch:
- Änderungen der Konzentration
- Temperaturänderungen
- Druckänderungen
 

Energie, die benötigt wird, um eine Reaktion in Gang zu setzen

beschreibt das Verhältnis der Aktivitäten zwischen Edukten und Produkten einer Reaktion im chemischen Gleichgewicht

K=1 → Gleichgewicht liegt in der Mitte, Konzentration von Produkten und Edukten gleich
K<1 → Gleichgewicht liegt auf der Seite der Edukte
K>1 → Gleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte

A,B...Edukte
C,D...Produkte

Stoff, welcher die Aktivierungsenergie senkt und die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht

verändert nicht die Lage des Gleichgewichts, wird während der Reaktion nicht verbraucht

Ordnungszahl 1

Herstellungsmöglichkeiten: Elektrolytische Spaltung von Wasser, Dampfreformierung, Umsetzung von reaktionsfreudigen Metallen mit Wasser

hat kleinere Dichte als Luft (ist ca 15 mal leichter als Luft) und ist ein sehr kleines Molekül

Isotope: Deuterium, Tritium

häufigstes Element im Universum

chemische Eigenschaften und Verwendung: Energieträger, Kohlehydrierung, Reduktionsmittel, Ammoniak-Synthese im Haber-Bosch-Verfahren, Fetthärtung

Ordnungszahl 8

ist zu 21% in der Atemluft vorhanden, wichtig für den Energiestoffwechsel

farb-, geruchs- und geschmacksloses Gas, kondensiert bei - 183°C zu einer blauen Flüssigkeit, in Wasser eher weniger löslich

wird durch Destillation von Luft mit dem Linde-Verfahren gewonnen, als Nebenprodukt fallen Stickstoff und Edelgase an

wichtigsten Reaktionen sind die Oxidationen

Sauerstoff-Verbindungen, in denen dieser die Oxidationszahl -II hat; die meisten Oxide enstehen, wenn brennbare Stoffe mit Sauerstoff reagieren → Oxidation

H₂O₂, eine der wenigen Verbindungen wo Sauerstoff die Oxidationszahl -I hat

chemisch sehr reaktiv und für die Zelle sehr giftig

Dihydrogenmonoxid, Oxid des Wasserstoffs

Eigenschaften: Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen, Gefrierpunkt 0°C, Siedepunkt 100°C, ist polar und kann Ionen gut lösen

Grundlage des organischen Lebens; einziges Nicht-Metall, welches 4 Bindungen ausbilden kann

Kohlenstoffmonoxid: CO, wenn zu wenig Sauerstoff bei der Verbrennung von Kohlenstoff vorhanden ist, entsteht giftiges Kohlenstoffmonoxid; verhindert die die Bindung von Sauerstoff in den roten Blutkörperchen

Kohlenstoffdioxid: CO₂, ensteht bei vollständiger Verbrennung von Kohlenstoff und ist ein reaktionsträges Gas; sammelt sich oft in Jauchegruben und Gärkellern an

Kohlensäure: H₂CO₃, sehr schwache Säure, entsteht wenn Kohlenstoffdioxid in Wasser geleitet wird, kann nur in geringen Mengen im Wasser existieren; kann mit Hydrogencarbonat ein Puffersystem im menschlichen Körper bilden

N, Oz 7

sehr reaktionsträge, zu 78% in der Atemluft vorhanden

Ammoniak (Stickstoff und Wasserstoff, NH₃) stellt die Grundlage für die Synthese von Salpetersäure und anderen Stickstoffverbindungen dar

in Salpetersäure (HNO₃) hat Stickstoff seine höchste Oxidatioinszahl, nämlich 5

benötigen lediglich ein Elektron um die Oktettregel zu erfüllen, sind serh reaktiv; in Reaktion mit Wasser bilden sie Halogenwasserstoffsäuren

Fluor: grünliches, hochgiftiges und reaktives Gas; ist das elektronegativste Element und bewegt sogar höhere Edelgase zu Bindungen

Chlor: grünlichgelbes, giftiges Gas, wird zur Desinfektion von Trinkwasser benutzt, durch Elektrolyse von wässrigen Natriumchlorid-Lösungen gewonnen

Brom: eines von den einzigen 2 flüssigen Elementen im PS (2. ist Quecksilber), sher giftig, braun, siedet bei 59°C

Iod: grauschwarze,  metallische Blättchen, welche einen violetten Dunst absondern, ist in SPuren für menschlichen Körper essentiell

Säuren = Protonendonator → können Protonen/Wasserstoffkationen abgeben

Basen = Protonenakzeptor → können Protonen aufnehmen

HX = H⁺ + X^-

HX...Säure
X^-...Base 

Eigendissoziation des Wassers

Prozess, bei dem ein Wassermolekül in ein Proton und ein Hydroxid-Ion zerfällt

H₂O = H⁺ + OH^-

Proton → H⁺

Hydroxid-Ion → OH^- negativ geladenes Ion, ensteht wenn Basen mit Wasser reagieren

Oxonium-Ion → H₃O⁺ ensteht, indem man Säure in Wasser gibt, dies protolysiert dann zu einem gewissen Grad

der negativ dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration, gibt an wie sauer oder basisch eine wässrige Lösung ist, pH 7 ist der neutrale pH-Wert

pH = - log(c(H⁺))