Vorphysikum, Chemie
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Dissoziation von Aminosäuren
Wird eine Aminosäure in Wasser gelöst, liegt sie hauptsächlich in der zwitterionischen Form (Z) vor. Diese steht im Gleichgewicht mit der kationischen (K) und der anionischen Form (A) der Aminosäure. Gibt man zu dieser Lösung Säure (H+), wird das Gleichgewicht "nach links", zur kationischen Form verschoben. Bei Zugabe von Laugen werden die aus der Aminosäure freigesetzten Protonen durch OH--Ionen neutralisiert und das Gleichgewicht auf die Seite der Anionen ("nach rechts") verschoben
Betrachtung des Massenwirkunksgesetzes: Henderson-Hasselbach Gleichung
pH = pKS1 + log [Z]/[K] bzw. pH = pKS2 + log [A]/[Z]
Bei einem bestimmten pH-Wert verhält sich die Aminosäure nach außen neutral. Diesen pH-Wert nennt man isoelektrischen Punkt (pHIP). Am isoelektrischen Punkt liegt die Aminosäure weitgehend als Zwitterion vor und die Konzentrationen von Kationen und Anionen sind gleich groß ([K] = [A]).
Titrationskurven von Aminosäuren
Der isoelektrische Punkt (pHIP) kann graphisch aus der Titrationskurve ermittelt werden. Verbindet man die beiden pKS-Werte durch eine Gerade, erhält man den pHIP am Schnittpunkt dieser Linie mit der y-Achse beim Titrationsgrad 0 (gelbe Linie). Im Idealfall liegt an dieser Stelle auch der Schnittpunkt mit der Titrationskurve. Der pHIP kann auch als arithmetisches Mittel der pKS-Werte berechnet werden: pHIP = ½ · (pKS1 + pKS2).
Die sauren Aminosäuren (Glutaminsäure und Asparaginsäure) besitzen drei pKS-Werte: Zwei im sauren Bereich (von den COOH-Gruppen) und einen im basischen Bereich (NH2-Gruppe). Der isoelektrische Punkt befindet sich im sauren Bereich, d.h. zwischen pKS1 und pKS2. (Bei basischen AS zwei basiche und ein suarer -> pKs2 pKs3)
Decarboxylierung von Aminosäuren
Bei der enzymatischen Decarboxylierung von Aminosäuren (enzymkatalysiert & Bildung von Pyridoxalphosphat, ein Imin, als Aktivierung) entstehen primäre Amine. Diese Substanzen besitzen oft wichtige physiologischen Funktionen. Man nennt diese Stoffklasse "biogene Amine".
Abspaltung von CO2 führt zum Verlsut einer Carboxylgruppe
Derivate der Aminosäuren (Acetylierung & Veresterung)
Esterbildung: Die carboxylgruppe lässt sich dirch Methanol und HCl verestern:
- As als Zeitterion
- in Methanol/ Hcl bildet sich zunächst das kation - dessen freie Carboxylgruppe wird ganz normal verestert
- der gebildete Ester kann aus der Lösung als Hydrochlorid isoliert werden
- Durch Zugabe iener äquivalenten Menge Base lässt sich der Ester statt als Hydrochlorid auch als freie Base gewinnen
N-Acylierung:
- hierfür muss die freie NH2-Gruppe vorliegen, was durch Zugabe von äquivalenter Menge Base zum Zwitterion erreicht wird
- das anion reagiert dann an der NH2-Gruppe z.B. mit eine Säurechlorid zum Säureamid
- kann je nach pH-Wert als Salz oder freie Säure isoliert werden
Chelatkomplexe der Aminosäuren
Da bei den Anionen der Aminosäuren die Carboxyl- und die Aminogruppe dissoziiert sind, können diese als Chelat-Liganden wirken. Stabile Komplexe werden mit vielen zweiwertigen Metall-Ionen gebildet, besonders leicht bilden sich Kupfer-Komplexe
Peptide
proteinogene Aminosäuren durch Kondensationsreaktion zwischen Carboxyl- und Aminogruppe verknüpft. Unter Wasserabspaltung entsteht die Peptid-Bindung.
- Säure-base-Verhalten von Peptiden wird durch die terminalen freien Amino/Carboxy-gruppen und die Seitenketten bestimmt (Isoelektrische Punkt von peptiden kann auch errechnet werden)
- Biosynthese von Peptiden erfolgt in den Ribosomen: carboxy-Gruppe wurd als Ester aktiviert, bildung der Peptidkette unter absppaltung des Esters
- Abbau durch Hydrolyse
Kohlenhydrate
Die Kohlenhydrate haben fast alle die allgemeine Summenformel Cn(H2O)n, sie sind also (formal) "Hydrate" des Kohlenstoffs.
Die Kohlenhydrate sind als Mono-, Oligo- und Polysaccharide wichtige Rohstoffe und Nahrungsbestandteile. Sie werden im tierischen und menschlichen Organismus als Glykogen gespeichert. Durch oxidativen Abbau setzen sie die gespeicherte Energie frei.
Bei der Verbrennung von Kohlenhydraten entsteht somit CO2 und Wasser: Cn(H2O)n + nO2 ---> nCO2 + nH2O
Lage der C=O-Doppelbindung: Aldosen besitzen eine endständige Aldehydgruppe, die Ketosen eine Ketogruppe (natürliche Aldosen/Ketosen sind D-konfiguriert. Entscheident ist das Chiralitätszentrum, dass am weitesten von Aldehyd/Keton entfernt ist)
Triosen
3 C-Atome
Aldotriosen: das zweite C-Atm ist chiral -> zwei enantiomere
Ketotriosen: kein chirales c-Atom
Aldolase-Reaktion: aus Fructose je ein Molekül D-Glycerinaldehyd und Dihydroxaceton. Diese können durch eine Isomerase ineinander umgewandelt werden. Es handelt sich hierbei um Tautomere, d.h. bei der Isomerisierung werden nur H-Atomen umgelagert.
Pentosen
5 C-Atome
23 Aldopentosen, 22 Ketopentosen
Hexosen
6 C-Atome
24 Aldohexosen, 23 Ketohexosen
liegt die Unterscheidung nur in einem C-Atom, heißen diese Diasteromere Epimere (Glucose/Mannose & Glucose/ Galaktose)
Eigenschaften von Monosacchariden
Aldosen: an der Aldehydgruppe oxidierbar (D-Glucose -> D-Gluconsäure - oben nun COOH-Gruppe)
Diese Reaktion lässt scih mit Tollens-Reagenz durchführen -> metallisches Silber
Fehling-Lösung (blau) als altern. Reagenz: Probe ist positiv, wenn sich rotes Kuperoxid abscheidet
- Auch D-Fructose reagiert mit Fehling-lösung: Reagenzlösung alkalisch (OH- vorhanden) und unter diesen Bedingungen stehen Ketosen und Aldosen über ein Endiol miteinander im Gleichgewicht
man weißt so reduzierende Kohlenhydrate nach, die durch dei reagenzien oxidiert werden
Auch Reduktion ist möglich: es entstehen Zuckeralkohole (oben: CH2OH)
cyclische Halbacetale, Haworth-Form
In wäßriger Lösung reagieren die Hydroxylgruppen der Pentosen und Hexosen mit der Carbonylgruppe desselben Moleküls. Es bildet sich ein Halbacetal. Aus den Hexosen werden dabei meist Sechsringe gebildet. Diese nennt man Pyranosen, da sie Derivate des Pyrans sind. Kohlenhydrate mit einer Ringgröße von 5 Atomen werden Furanosen genannt. Sie bilden sich aus Ketohexosen (z.B. Fructose) oder Aldopentosen (z.B. Ribose).
Anomere = Diastereomere, die sich in der Konfiguration am ehemaligen carbonyl-c-Atom unterscheiden (spezielle Art der Epimere)
-
α-Anomer (unten) , β-Anomer (oben)
-
Mutarotaion = umwandlung über offene Kette: in Wasser nimmt der Drehwert einer alpha-D-Glucose mit der Zeit ab, der von reiner beta-D-Glucose mit der Zeit zu (Anomere ergeben einen kostanten wert - es hat sich ein Gleichgewicht eingestellt)
Konfigurationsisomere
Konformation (räumliche Anordnung der Substituenten) wird erst durch die Sesselform-schreibweise verdeutlicht
- Sessel so geklappt, dass möglichst viele Substituenten äquatorial sind (besonders die sperrige CH2OH-Gruppe am C5)
- Beta: äquatoriale OH-Gruppe; alpha: axiale OH-Gruppe
- Wenn alle substituenten äquatorial stehen, liegen sie "trans" zueinander
- Anomerer Effekt: oft stabilisiert dei alpha-Form (axiale OH-Gruppe) die Konformation besser als die Beta-Form
Glycoside
Durch Reaktion der anomeren OH-Gruppe mit anderen Alkoholen entstehen Acetale, die Glykoside (Wasser wird frei)
- Abhängig davon, ob die a- oder b-Form des Zuckers umgesetzt wurde, werden auch zwei verschiedene Glykoside gebildet. Da nun die anomere OH-Gruppe gebunden ist, können a- und b-Form nicht mehr ineinander umgewandelt werden. Es gibt also keine Mutarotation.
- Vorkommen: Anbindung von sacchariden an Proteine (Glycoproteine) & Peptide (Glycopeptide), sowei Nucleinbasen an Ribose/Desoxyribose
Disaccharide
Glykoside können auch aus zwei Zuckermolekülen gebildet werden. Auch diese Reaktion läuft unter Wasserabspaltung ab, es ist also eine Kondensationsreaktion. Dimere aus zwei Zuckern nennt man allgemein Disaccharide.
Disaccharide enthalten zwei Monosaccharide, die über eine Acetalbrücke zwischen einem anomeren Kohlenstoffatom und einer Hydroxylgruppe des anderen Zuckers verbunden sind.
Polysaccharide
Durch Polykondensation (-H2O) von Monosacchariden (-> Biopolymere)
- Maltose und Amylose (lösliche Stärke): a-1,4-glykosidische Bindung
- Amylopektin (unlösliche Stärke) und Glykogen: a-1,6-glykosidische Bindungen
- menschlichen Verdauungsenzyme können nur a-1,4-glykosidische Bindungen spalten
Heterocyclen
Cycloalkane/ Aromaten mit meindestens einem Heteroatom im Ring (mindestens einen Ring besitzen, der außer Kohlenstoff ein weiteres Element enthält) -> Aliphatische & aromatische Heterocyclen
Heteroaromaten. Die zwei Doppelbindungen im Ring sind jeweils mit einem freien El.-paar am Heteroatom konjugiert -> Aromatizität durch 6 Pi-Elektronen-System (delokalisiert & verteilen sich jedoch nur auf 5 Atome - somit elektronenreicher als Benzol)
- Während aliphatische Amine starke Basen sind, gilt dies für aromatische Amine nicht grundsätzlich. Ist das Elektronenpaar am Stickstoff in das aromatische System eingebunden, (z.B. beim Pyrrol) kann das Molekül nicht als Base wirken. Auch wenn ein freies Elektronenpaar vorhanden ist (Pyridin, Imidazol) ist die Basenstärke aromatischer Amine deutlich geringer als die nicht-aromatischer Amine (Pyrrolidin).
sechsgliedrige Heterocyclen (Bsp.: Pyridin, Pyrimidin)
Pyridin: Stickstoff ist Elektronennegativer als Kohlenstoff
- Pyridin ist Elektronenärmer als Benzol
- Pyridin ist weniger reaktiv gegenüber Elektrophilen
Pyridinsäurederivate: z.B. Nicotinamid (aktive Bestandteil des Hydrid-Übertragungs-Coenzym NADH)
Purin- & Pyrimidin-Basen
-
An die heteroaromatischen Ringe sind jeweils Hydroxyl- und/oder Aminogruppen gebunden. Dabei können Tautomere auftreten.
-
Vom Pyrimidin leiten sich die Basen Cytosin, Thymin und Uracil ab, wobei Thymin nur in der DNA, Uracil nur in der RNA vorkommt. Alle drei Basen können in jeweils zwei verschiedenen tautomeren Formen vorkommen. Die Hydroxylgruppe gibt ein Proton an ein Stickstoffatom im Ring ab. Die Doppelbindung wird umgelagert, es resultiert eine Carbonyl-Gruppe. Das System entspricht damit einem cyclischen Säureamid
-
Adenin und Guanin besitzen ein Purin-System. Beim Adenin ist nur eine Aminogruppe gebunden, es gibt keine Tautomere. Beim Guanin ist je eine Amino- und Hydroxylgruppe an den Sechsring des Purins gebunden. Hier tritt ein Tautomer auf, wobei auch dieses einem cyclischen Säureamid entspricht.
-
-
Die Keto-Formen sind jeweils das stabilere Tautomer; die Basen liegen also überwiegend in der Keto-Form vor. Auch die Ausbildung der Wasserstoffbrücken in den Nucleinsäuren ist nur bei dieser Form möglich.
Nukleinsäure
Die Nucleinsäuren bestehen aus den organischen Basen, einer Pentose und Phosphorsäure. die Biopolymere bestehen aus einem rückgrat aus wiederholenden Zucker-Phosphatester-Einheiten (3'-5'-Verknüpfung). An Zucker sind b-N-glycosidisch Pyrimidin- & Purinbasen kovalent gebunden.
zwei verschiedene Pentosen vor: D-Ribose (RNA) und 2-Desoxy-D-ribose (DNA)
Zusammengehalten werden die Stränge durch Wasserstoffbrücken zwischen den Basen: Zwei Wasserstoffbrücken zwischen Adenin und Thymin, drei Brücken zwischen Guanin und Cytosin
Nucleotid: Einheiten aus einer Base, einem Zucker (Ribose oder Desoxyribose) und einem Phosphatrest; Name = Name des Nukleosids + "-monophosphat"
Nucleosid: Base + Zucker (ohne Phosphatrest); erhält den Stammnamen der Base mit der Endung "-osin" bei den Purin-Basen (also Adenosin, Guanosin) bzw. der Endung "-idin" bei den Pyrimidin-Basen (Cytidin, Thymidin, Uridin)
Was sind Atome?
Bausteine der Materie
Nicht erzeugbar oder teilbar
Atome eines Elements gleich
kleinste chemische Einheit eines Elements
Relative Masse von Elementarteilchen
- In Unit
- Protonen und Neutronen etwa 1
- Stellen hinter Komma, da Bezugspunkt (atomare Masseneinheit) 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist
- Elektron etwa 1/2000 der Masse eines Protons
Element
Stoff aus Atomen gleicher Kernladungszahl (Reinelement: nur ein Isotop)
Nuklid
Ein Atomkern, der eindeutig durch Massenzahl und Kernladungszahl charakterisiert ist, wird als Nuklid bezeichnet.
Der Begriff wurde 1950 international eingeführt, um einerseits Kernarten eindeutig zu kennzeichnen und andererseits dem unkorrekten Gebrauch des Wortes Isotop entgegenzuwirken. Ein Beispiel für ein Nuklid ist Natrium-23, in Symbolschreibweise .
Isotope
Gleiche Kernladungszahl, unterschiedliche Massenzahl
Atomkerne eines Elements mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl werden als Isotope bezeichnet. Es sind folglich spezielle Nuklide, nämlich die eines Elements. Wegen der gleichen Protonenzahl (= Kernladungszahl) haben Isotope auch die gleiche Anzahl von Elektronen in der Hülle.
Wasserstoff:
- Protium: Das einfachste Wasserstoff-Isotop 1H besitzt keine Neutronen im Kern
- Deuterium: Das Isotop 2H hat neben dem Proton ein Neutron im Kern
- Tritium: Tritium besitzt zwei Neutronen und wird mit 3H oder T gekennzeichnet. Tritium ist radioaktiv und zerfällt durch Betazerfall (β−) mit einer Halbwertszeit von 12,32 Jahren in 3He.
Elementsymbol
* ordungszahl = kernladunszahl
Weshalb weißt kein Element eine glatte Atommasse auf ?
- Masse eines Protons Neutrons ungleich 1
- masse der Elementarteilchens addieren sich nicht genau, atomare Bindungsenergie führt zu massendefekt (massenabnahme)
- isotopenhäufigkeit berücksichtigt
Avogadro-Konstante
Die Avogadro-Konstante NA ist eine physikalische Konstante, die als Teilchenzahl N pro Stoffmenge n definiert ist. Sie gibt an, wie viele Teilchen (etwa Atome eines Elements oder Moleküle einer chemischen Verbindung) in einem Mol des jeweiligen Stoffes enthalten sind. Sie ist definiert als: 6,02 * 10^23 Mol^-1
Elektronenkonfiguration & -hülle
Ort und Geschwindigkeit eines Elektronen zu jeder Zeit kann nicht genau bestimmt werden, da El. Welle und Teilchen gleichzeitig sind (Heisenberg'sche Unschärfetheorie).
Teilchencharakter: Bohr-Modell
Wellencharakter: Quantentheorie
Atomorbitale = Raum in der El-Hülle, in dem die Aufenthalts-WS für ein bestimmtes El zwischen 0 und 1 liegt (s-orbital: Kugel, p-orbitale: Achsen )
Hund'sche Regel: die Orbitale werden so besetzt, dass die Anzahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal ist
PSE
Hauptgruppe = Zahl der Valenzelektronen
Metallische Bindung: Anziehungskräfte durch delokalisierte Valenzelektronen
Ionisierungsenergie: Energie für das Herauslösen eines El (erklärung: Bestreben zur Edelgaskonfiguration)
Elektronennegativität: charakterisiert die Tendenz eines Atoms gegenüber einem Partner El anzuziehen (dimensionslos)
Atomradius: steigende positive Kernladungszahl zieht mehr El an, Atom wird kleiner (nach rechts) , neue Schale größerer Radius (nach unten)
Oktettregel
Elemente streben durch Verbindungen Edelgaskonfiguration an
Ionenbindung
Ionenbindung = heteropolare Bindung (zwischen Metallen und Nichtmetallen)
Kationen: Elektronenabgabe , kleinerer Radius (z.b. Metalle - geringe Anzahl valenzelektronen) - hierfür Ionisierungsenergie
Anionen: Elektronenaufnahme, größerer Radius (hohe El.-Affinität)
Unterscheidet sich die EN zweier Elemente stark bilden sich Salze (Ionengitter durch elektrostatische Anziehungskräfte).
Atombindung
= Konvalente/ homöopolare/ El.-paar Bindung (EN-Differenz zwischen 0 und 0,4)
- Zwei Atome mit mind. 1 Elektronenpaar
- anzahl der Bindungen abhängig von Anzahl der valenzelektronen
- Bindungslänge = mittlere Abstand zwischen den Atomkernen ca 0,1 nm
- Bindungsenergie (B.-enthalpie) = Energie die bei Bildung der Bindung entsteht ca 400 kJ/Mol
Atombindung
- Bindungen
Molekülorbitale:
- Sigma-Bindung: rotationssymmetrisch, überlappung von atomorbitalen (es gehen keine verloren! - es entsteht ein bindendes MO und ein antibindendes MO, letzteres energiereicher
- Einfachbindung mit sp3- Hybridisierung (Beispiel Methan, durch Anregung die beiden 2s El zu den 2 bereits vorhandenen 2p El hochgehoben ⇒ 4 El auf 2p
- Mehrfachbindung
- Doppelbindung mit sp2-Hybridisierung - Pi-Molekülorbital aus dem einfach bestehen p orbitale, welches unverändert geblieben ist, somit keine freie Rotation mehr möglich
- Dreifachbindung mit sp- Hybridisierung
Lewis-Strukturformel
Vorgehen zum selber aufstellen
VSEPR-Modell
Bestimmt räumliche Struktur
Polarisierte Atombindung
Atome ziehen auf Grund unterschiedlicher EN werte El unterschiedlich stark an -> polarisierte atombindung -> dipolmoment (EN-Differenz: 0,4 - 1,5/7)
Diplome = Moleküle bei denen die Schwerpunkte nicht zusammenfallen
Metallische Bindung
Eigenschaften von metallen
- In der Regel schwer flüchtig
- metallischer Glanz
- gute wärme Leitfähigkeit und elektrische Leitfähigkeit
- deformierbar
Atome bilden Gitter, valenzelektronen gelockert ⇒ elekronengas zw positiven atomrümpfen (v.a. Bei leicht ionisierbaren Elementen)
mischung verschiedener Metalle = Legierung (man spricht hier nicht von Verbindung, sondern von einer intermetallischen Phase)
Auflösen durch Säuren: H+-Ionen ziehen elektronen aus gitter raus (es bildet sich H2 als gas)
Wasserstoff-Brücken-Bindung
Beruht auf dipol-dipol-Wechselwirkungen
zwischen H mit N,O,F
Bindungngsarten - Übersicht
Vergleich
-
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Cartes-fiches
Was sind Atome?
Bausteine der Materie
Nicht erzeugbar oder teilbar
Atome eines Elements gleich
kleinste chemische Einheit eines Elements
Relative Masse von Elementarteilchen
- In Unit
- Protonen und Neutronen etwa 1
- Stellen hinter Komma, da Bezugspunkt (atomare Masseneinheit) 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist
- Elektron etwa 1/2000 der Masse eines Protons
Element
Stoff aus Atomen gleicher Kernladungszahl (Reinelement: nur ein Isotop)
Nuklid
Ein Atomkern, der eindeutig durch Massenzahl und Kernladungszahl charakterisiert ist, wird als Nuklid bezeichnet.
Der Begriff wurde 1950 international eingeführt, um einerseits Kernarten eindeutig zu kennzeichnen und andererseits dem unkorrekten Gebrauch des Wortes Isotop entgegenzuwirken. Ein Beispiel für ein Nuklid ist Natrium-23, in Symbolschreibweise .
Isotope
Gleiche Kernladungszahl, unterschiedliche Massenzahl
Atomkerne eines Elements mit gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl werden als Isotope bezeichnet. Es sind folglich spezielle Nuklide, nämlich die eines Elements. Wegen der gleichen Protonenzahl (= Kernladungszahl) haben Isotope auch die gleiche Anzahl von Elektronen in der Hülle.
Wasserstoff:
- Protium: Das einfachste Wasserstoff-Isotop 1H besitzt keine Neutronen im Kern
- Deuterium: Das Isotop 2H hat neben dem Proton ein Neutron im Kern
- Tritium: Tritium besitzt zwei Neutronen und wird mit 3H oder T gekennzeichnet. Tritium ist radioaktiv und zerfällt durch Betazerfall (β−) mit einer Halbwertszeit von 12,32 Jahren in 3He.
Elementsymbol
* ordungszahl = kernladunszahl
Weshalb weißt kein Element eine glatte Atommasse auf ?
- Masse eines Protons Neutrons ungleich 1
- masse der Elementarteilchens addieren sich nicht genau, atomare Bindungsenergie führt zu massendefekt (massenabnahme)
- isotopenhäufigkeit berücksichtigt
Avogadro-Konstante
Die Avogadro-Konstante NA ist eine physikalische Konstante, die als Teilchenzahl N pro Stoffmenge n definiert ist. Sie gibt an, wie viele Teilchen (etwa Atome eines Elements oder Moleküle einer chemischen Verbindung) in einem Mol des jeweiligen Stoffes enthalten sind. Sie ist definiert als: 6,02 * 10^23 Mol^-1
Elektronenkonfiguration & -hülle
Ort und Geschwindigkeit eines Elektronen zu jeder Zeit kann nicht genau bestimmt werden, da El. Welle und Teilchen gleichzeitig sind (Heisenberg'sche Unschärfetheorie).
Teilchencharakter: Bohr-Modell
Wellencharakter: Quantentheorie
Atomorbitale = Raum in der El-Hülle, in dem die Aufenthalts-WS für ein bestimmtes El zwischen 0 und 1 liegt (s-orbital: Kugel, p-orbitale: Achsen )
Hund'sche Regel: die Orbitale werden so besetzt, dass die Anzahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal ist
PSE
Hauptgruppe = Zahl der Valenzelektronen
Metallische Bindung: Anziehungskräfte durch delokalisierte Valenzelektronen
Ionisierungsenergie: Energie für das Herauslösen eines El (erklärung: Bestreben zur Edelgaskonfiguration)
Elektronennegativität: charakterisiert die Tendenz eines Atoms gegenüber einem Partner El anzuziehen (dimensionslos)
Atomradius: steigende positive Kernladungszahl zieht mehr El an, Atom wird kleiner (nach rechts) , neue Schale größerer Radius (nach unten)
Oktettregel
Elemente streben durch Verbindungen Edelgaskonfiguration an
Ionenbindung
Ionenbindung = heteropolare Bindung (zwischen Metallen und Nichtmetallen)
Kationen: Elektronenabgabe , kleinerer Radius (z.b. Metalle - geringe Anzahl valenzelektronen) - hierfür Ionisierungsenergie
Anionen: Elektronenaufnahme, größerer Radius (hohe El.-Affinität)
Unterscheidet sich die EN zweier Elemente stark bilden sich Salze (Ionengitter durch elektrostatische Anziehungskräfte).
Atombindung
= Konvalente/ homöopolare/ El.-paar Bindung (EN-Differenz zwischen 0 und 0,4)
- Zwei Atome mit mind. 1 Elektronenpaar
- anzahl der Bindungen abhängig von Anzahl der valenzelektronen
- Bindungslänge = mittlere Abstand zwischen den Atomkernen ca 0,1 nm
- Bindungsenergie (B.-enthalpie) = Energie die bei Bildung der Bindung entsteht ca 400 kJ/Mol
Atombindung
- Bindungen
Molekülorbitale:
- Sigma-Bindung: rotationssymmetrisch, überlappung von atomorbitalen (es gehen keine verloren! - es entsteht ein bindendes MO und ein antibindendes MO, letzteres energiereicher
- Einfachbindung mit sp3- Hybridisierung (Beispiel Methan, durch Anregung die beiden 2s El zu den 2 bereits vorhandenen 2p El hochgehoben ⇒ 4 El auf 2p
- Mehrfachbindung
- Doppelbindung mit sp2-Hybridisierung - Pi-Molekülorbital aus dem einfach bestehen p orbitale, welches unverändert geblieben ist, somit keine freie Rotation mehr möglich
- Dreifachbindung mit sp- Hybridisierung
Lewis-Strukturformel
Vorgehen zum selber aufstellen
VSEPR-Modell
Bestimmt räumliche Struktur
Polarisierte Atombindung
Atome ziehen auf Grund unterschiedlicher EN werte El unterschiedlich stark an -> polarisierte atombindung -> dipolmoment (EN-Differenz: 0,4 - 1,5/7)
Diplome = Moleküle bei denen die Schwerpunkte nicht zusammenfallen
Metallische Bindung
Eigenschaften von metallen
- In der Regel schwer flüchtig
- metallischer Glanz
- gute wärme Leitfähigkeit und elektrische Leitfähigkeit
- deformierbar
Atome bilden Gitter, valenzelektronen gelockert ⇒ elekronengas zw positiven atomrümpfen (v.a. Bei leicht ionisierbaren Elementen)
mischung verschiedener Metalle = Legierung (man spricht hier nicht von Verbindung, sondern von einer intermetallischen Phase)
Auflösen durch Säuren: H+-Ionen ziehen elektronen aus gitter raus (es bildet sich H2 als gas)
Wasserstoff-Brücken-Bindung
Beruht auf dipol-dipol-Wechselwirkungen
zwischen H mit N,O,F
Bindungngsarten - Übersicht
Vergleich
Chemische Reaktionen
=stoffumwandlungen
- Reaktionsgleichung : chemische Umsetzungen zw Stoffen in bestimmten Stoffmengenverhältnissen
- erhaltung der Masse: Summe der Stoffmengenverhältnissenerhaltung auf beiden Seiten der Gleichung gleich
- erhaltung der Ladung: Summe der Ladungen auf beiden Seiten der Gleichung gleich
Stöchiometrische Berechnung
Chemisches Gleichgewicht
Keine konzentrations-Änderung mehr, hin und Rückrufaktion gleich schnell (dynamisches Gleichgewicht)
K = Gleichgewichtskonstante, abhängig von der Temp. Unanbängig von der konz
Beeinflussung:
- Konzentrationsänderung: eine der Reaktionen verläuft verstärkt, damit Gleichgewicht wieder erlangt wird (k konstant, Verhältnis wieder herstellen)
Löslichkeitsprodukt
Das Löslichkeistprodukt eines Salzes ist das Produkt der konzentrationen der gelösten Ionen in einer gesättigten Lösung. Lp-Werte sind temperaturabhängig.
Die Löslichkeit eines Stoffes gibt an, in welchem Umfang ein Reinstoff in einem Lösungsmittel gelöst werden kann. Sie bezeichnet die Eigenschaft des Stoffes, sich unter homogener Verteilung (als Atome, Moleküle oder Ionen) im Lösungsmittel zu vermischen, d. h. zu lösen.
kleiner wert: schwerlösliche salze
großer wert : gut lösliche Salze
Elektrolyse
Salzlösungen enthalten frei bewegliche Ionen. sie leiten den el. Strom durch Ionenwanderung = solche Systeme heißen Elektrolyte.
El. Leitfähigkeit nimmt mit seigender Konzentration ab -> freie Beweglichkeit der Ionen geringer
Bsp: Edelmetall Elektroden in Kupfer(II)-Chlorid-lösung mit Gleichspannung -> Stromfluss, der anzeoigt, dass eine Redox-Reaktion stattfindet (Stromkreis schließt sich durch Ionenwanderung in der Lösung)
- Kationen wandern zur Kathode (-) und nehmen dort Elektronen auf (Reduktion) - Cu2+ zu metallischem Kupfer, welches sich abscheidet
- Anionen wandern zur Anode (+) nur geben dort Elektronen ab (Oxidation) - Cl- wird zu Chloratom, Cl2 entweicht als Gas
- endergone Redoxreaktion, (erfordert Energie)
Zahn: Unter Galvanotechnik versteht man die elektrochemische Abscheidung von metallischen Niederschlägen (Überzügen) auf Substrate (Gegenstände).
Am Pluspol (Anode) befindet sich das Metall, das aufgebracht werden soll (z. B. Kupfer oder Nickel), am Minuspol (Kathode) der zu beschichtende Gegenstand. Der elektrische Strom löst dabei Metallionen von der Verbrauchselektrode ab und lagert sie durch Reduktion auf dem Werkstück ab. So wird der zu veredelnde Gegenstand allseitig gleichmäßig mit Kupfer oder einem anderen Metall beschichtet.
Galvanokronen bestehen aus Feingold (99,9 %). Das beim galvanischen Prozess entstehende hauchdünne Goldkäppchen bietet eine sehr gute Passgenauigkeit und keramisch verblendet ein ästhetisch anspruchvoller und hochwertiger Zahnersatz. Vielseitig einsetzbar, Einzelkronen, Brücken, Teleskope, Implantate, Suprakonstruktionen ...
Prinzip von Le chatelier (kleinster Zwang)
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.
Übt man z. B. auf eine Gas-Gleichgewichtsreaktion wie z. B.
Ammoniak + Salzsäure -> Ammoniumchlorid
einen Zwang (hier: Druck) aus, so wird die Wirkung des Zwangs/Drucks am kleinsten (minimiert), wenn die Gase zu Gunsten der Bildung eines Festkörpers verschwinden, also die Reaktion nach rechts verläuft. Übt man den Zwang/Druck weiterhin aus, so passiert nichts mehr. Seine Wirkung ist nun minimal geworden - eben am kleinsten.
Wasser als Lösungsmittel
- Dissoziation : Trennung von Ionengittern (gitterenergie abhängig von Ladung und Größe der Ionen) - Gitterenergie (je größer die Ladung & je kleiner der Radius der Ionen ist, desto größer die Energie die zum herauslösen benötigt wird)
- Hydratation: Anlagerung von wassermolekülen (allg. Solvatation = Umhüllung eines Ions durch Lösungsmittel)
- hydrationsenpalthie wird frei: exothermer Vorgang
- kleines Ion, große hydrathülle, hydrationsenpalthie steigt
lösungsenthalpie (lösungswärme) als Bilanz aus HGitter & HHyd
Ionenradius der hydratisierten Ionen gegenläufig zu den Ordnungszahlen (normal nimmt es mit steigender Zahl zu, hier ab)
Nernst-Verteilungsgesetz
Das Nernstsche Verteilungsgesetz besagt Folgendes:
Wenn ein Stoff A die Möglichkeit hat, sich zwischen zwei nicht miteinander mischbaren, stark verdünnten Phasen (z. B. einer gasförmigen und einer flüssigen Phase oder zwei flüssigen Phasen) physikalisch zu verteilen, so führt diese Verteilung wie bei einer chemischen Reaktion zu einem Gleichgewicht, welches durch die Beziehung:
K= oberphase / unterphase (bei zwei Flüssigkeiten)
gegeben ist, wobei K der nernstsche Verteilungskoeffizient (Gleichgewichtskonstante) und cA die Konzentration des Stoffes in den jeweiligen Phasen ist.
Henry Dalton Gesetz
Das Henry-Gesetz besagt, dass der Partialdruck eines Gases über einer Flüssigkeit direkt proportional ist zur Konzentration des Gases in der Flüssigkeit. Die Proportionalität wird ausgedrückt durch die Henry-Konstante . Die am häufigsten verwendete Schreibweise ist:
p = partialdruck des gases
c= konz des Gases
K = konstante
Osmose
= spontane Passage von Wasser oder eines anderen Lösungsmittels durch eine semipermeable Membran, die für das Lösungsmittel, jedoch nicht die darin gelösten Stoffe durchlässig ist.
Pi der osmotische Druck in Pascal
c = n/V die Stoffmengenkonzentration (molare Konzentration) der Lösung
i = Van-’t-Hoff-Faktor (Anzahl der im Wasser dissoziierenden Teilchen pro Molekül (z.B. i = 1 für Glucose; i = 2 für NaCl))
R die universelle Gaskonstante
T die absolute Temperatur in K.
Säuren und Basen
Säuren: Protonendonatoren (Abgabe)
Basen: Protonenakzeptoren (Aufnahme)
keine Säure ohne eine Base
SB-Reaktion = Protonenübertragung (Bsp: Carboxylgruppe + NaOH: COOH + NaOH ----> COO- + Na+ + H2O)
Ampholyte
Können als Säure und als Base reagieren
Neutralisations-Reaktion
Säuren & basen können sich neutralisieren
Ionenprodukt des Wassers
Bei der autoprolyse des Wassers liegt die konz. von H2O praktisch konstant vor und kann somit mit der Gleichgewichtskonstanten zusammengefasst werden. Die neue Konstante Kw nennt man das Ionenprodukt des Wassers.
pH und pOH
Die Konzentration der Hydronium- & Hydroxid-Ionen lässt sich bei allen verdünnten wässrigen Lösungen als Maß für die Azidität bzw. Basizität einer Lösung verwenden.
für mehrprotonige Säuren: pH= -log(z x c(H3O+)) mit z= Anzahl der Protonen die abgegeben werden
Bei konzentrierten Lösungen ist der aktivitätskoeffizient mit einzubeziehen. Hier wird die Konz durch die Aktivität der jeweiligen Ionenen ersetzt. A= f (Koeffizient) * C (Konzentration)
Stärke von Säuren und Basen
Protonendonator-Stärke = pKs (Klein = starke Säure , groß = schwache Säure)
Protonenakzeptator-Stärke = pKb
bei mehrprotonigen Säuren hat jede Dissoziationsstufe einen eigenen pKs-Wert. Dieser wird immer größer, da wir immer mehr el.-statische Anziehungskräfte haben und sich somit die Protonen schwerer aus dem Anionen herauslösen lassen.
Starke Säuren reagieren mit Wasser fast vollständig zu H3O+ und der konjugierten Base. H3O+ ist in solchen Lösungen die eigentliche Säure, d.h. es gibt keine stärkere Säure in Wasser
Säuren mit Salzen: die stärkere Säure (kleinerer pks-Wert) verdrängt die schwächere aus ihrem Salz. Eine Protonenverschiebung erfolgt immer von der stärkeren Säure zum Anion der schwächeren Säure.
Vergleich pH und pKs
Vergleich
Berechnung pH
Starke Säuren
Eine starke Säure liegt in wässriger Lösung fast ausschliesslich in dissoziierter Form vor (Gleichgewicht vollständig auf der rechten Seite).
HA + H2O → H3O+ + A–
Die Konzentration an H3O+-Ionen entspricht der eingesetzten Konzentration der Säure, die zu Beginn der Reaktion vorlag ([HA]0). Somit:
pH = - log [HA]0
Für starke Basen gilt entsprechend:
pOH = - log [B]0 , wobei jeweils der pH-Wert angegeben wird: pH = 14 - pOH
Eine schwache Säure dissoziiert nur zu einem geringen Teil zu H3O+ und A– (Gleichgewicht auf linker Seite).
für schwache Säuren: pH = ½(pKS - log[HA]0)
durch analoges Vorgehen für schwache Basen: pH = 14 - ½(pKB - log[B]0)
pH-Indikatoren
Indikatoren sind schwache Säuren/Basen, die ihre Farbe ändern, wenn sie protoniert bzw deprotoniert werden.
KInd= Dissoziationskonstante
Säure Base Titration
Ein Verfahren, bei dem einer Lösung unbekannter Konzentration eine Maßlösung bis zu einem definierten Endzustand zugegeben wird, um daraus die Konzentration zu bestimmen.
Der definierte Endzustand wird bei Titrationen Äquivalenzpunkt (ÄP) genannt und entspricht dem Wendepunkt der dargestellten Titrationskurve. Allgemein ist er definiert, als Punkt bei dem die Stoffmenge der zugegebenen Maßlösung gleich der Stoffmenge der titrierten Substanz ist. Bei der Titration starker Säuren mit starken Basen – und umgekehrt – fällt der Äquivalenzpunkt mit dem Neutralpunkt (pH = 7) zusammen, denn es liegt eine neutrale Salzlösung vor.
In Versuchen wird häufig ein Indikator eingesetzt, der seinen Umschlagsbereich beim pH-Wert des Äquivalenzpunktes hat.
Die Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base unterscheidet sich von der Titrationskurve einer starken Säure gleicher Konzentration:
1. Der Anfangs-pH liegt höher als bei einer starken Säure, denn nur ein geringer Anteil der Säure liegt dissoziiert vor.
2. Im Bereich des pK-Wertes der Säure verläuft die Titrationskurve flach. Das zugegebene Titrationsmittel wird fortlaufend verbraucht, um Die Säure zu deprotonieren.
3. Der Äquivalenzpunkt fällt nicht mehr mit dem Neutralpunkt zusammen.
