Einführung Chemie - Grundlagen für Mediziner und Ökotrophologen

Ammonium-Ion

Unter Einfluss eines Bindungspartners kann ein 2s Elektron des C angehoben werden --> angeregter Zustand

1s² 2s² 2p²     Grundzustand

2s² 2s 2p³       angeregter Zustand

1s² 2s¹p³        nach sp³-Hybridisierung

Mn, Fe, Cu, Zn, Co

Legierungen sind keine Verbindungen oder Stoffgemische sondern intermetallische Phasen.

Mischung verschiedener Metalle --> Schmelzen --> Abkühlen --> Mischkristalle

Ein Proton wiegt so viel wie ein Neutron und zwar 1 u (u: atomare Masseneinheit).

1 u = 1,6605 * 10^-24 g

Stickstoffgruppe

C-C-Einfachbindung: länger und Bindungsenergie ist kleiner.

C=C-Doppelbindung: Rotation um C=C-Bindungsachse stark eingeschränkt

Nein. Die Elektrostatische Anziehung der Ionen wirkt in alle Richtungen des Raumes.

Das Lösen eines Salzes im Wasser. Durch den Dipolcharakter des Wassers werden die Elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen des Salzes abgeschwächt. Die Wassermoleküle schieben sich zwischen die Anionen und Kationen. Die Trennung der Ionen nennt man Dissoziation.

Anionen und Kationen liegen in einer wässrigen Lösung nicht frei vor. Sie werden von Wassermolekülen eingehüllt durch eine Ion-Dipol-Wechselwirkung. Dieser Vorgang heißt Hydratation. Die Ionen werden hydratisiert.

Die Umhüllung eines Ions durch Lösungsmittelmoleküle heißt Solvatation. Wenn es sich beim Lösungsmittel um Wasser handelt, spricht man von Hydratation.

Je größer die Ladung der Ionen und je kleiner der Radius der Ionen ist, desto größer ist die Gitterenergie.

Bei der Hydratation von Ionen wird Energie frei, die Hydratationsenthalpie \(\Delta H_{Hyd}\).

Es wird der Index "aq" unten am Ion aufgeführt.

\(Cl^-_{aq}\)

Durch die Ausbildung einer Hydrathülle vergrößert sich der nach außen wirksame Radius der Teilchen. 

Teilchenradius:

Ionen:                     \(Li^+ < Na^+ < K^+\)

hydratisierte Ionen: \(Li^+_{aq} > Na^+_{aq} > K^+_{aq}\)

Die Lösung kann sich erwärmen oder auch abkühlen.

Ist es ein exothermer Vorgang erwärmt sich die Lösung; ist es ein endothermer Vorgang kühlt sich die Lösung ab.

Es hängt davon ab, ob die Gitterenergie (\(\Delta H_{Gitter}\)) des Salzes größer oder kleiner ist als die Hydratationsenthalpien (\(\Delta H_{Hyd}\)) der Ionen.

Die Lösungsenthalpie (\(\Delta H_{L}\)) auch Lösungswärme genannt erhält man, indem man die Bilanz aus Gitterenergie (\(\Delta H_{Gitter}\)) und der Hydratationsenthalpien (\(\Delta H_{Hyd}\)) aufstellt.

1. Es gibt einen Entropiegewinn, da die hohe Ordnung der Ionen im Gitter verloren geht (\(\Delta S>0\)).

2. Wassermoleküle brechen ihre Wasserstoffbrücken teilweise auf und nehmen eine höhere Ordnung in der Hydrathülle um das Ion ein. Die Ordnung steigt (\(\Delta S<0\)).

Das Löslichkeitsprodukt (Lp) eines Salzes ist das Produkt der Konzentrationen der gelösten Ionen in einer gesättigten Lösung. Lp-Werte sind temperaturabhängig.

Ein Salz fällt aus seiner Lösung aus, sobald das Produkt der Ionenkonzentrationen größer als das Löslichkeitsprodukt wird.

Durch gezielte Zugabe geeigneter Fremdionen in eine Lösung können bestimmte Ionen der Lösung selektiv ausfällen. Der auftretende Niederschlag dient als qualitativer Nachweis für eine Ionensorte.

Salzlösungen enthalten frei bewegliche Ionen. Diese leiten den Strom durch Ionenwanderung. Solche Systeme werden als Elektrolyte bezeichnet.

Eine Dissoziationsgleichung ist eine Art Reaktionsgleichung, die den Vorgang der Trennung (Dissoziation von lat. dissociare "trennen") bzw. Teilung einer chemischen Verbindung in zwei oder mehrere Atome, Moleküle oder Ionen beschreibt.

Die elektrische Leitfähigkeit nimmt mit steigender Konzentration ab, da die freie Beweglichkeit der Ionen geringer wird.

Salzschmelzen leiten den elektrischen Strom, da die Ionen nicht mehr im Ionengitter fixiert sind.

1. Elektroden werden in eine CuCl2-Lösung getaucht.
2. An die Elektroden wird eine Gleichspannung angelegt.
3. Es fließt ein Strom, da der Stromkreis durch Ionenwanderung geschloßen wurde.
4. Kationen \(Cu^{2+}\) wandern zur Kathode (negativer Pol der Stromquelle)
5. Anionen \(Cl^-\)wandern zur Anode (positiver Pol der Stromquelle)
6. Die  \(Cu^{2+}\) - Kationen werden an der Kathode zu Kupfer reduziert, indem sie Elektronen aufnehmen.
7. Die \(Cl^-\)- Anionen werden an der Anode zu Chlor oxidiert, indem sie Elektronen abgeben.
8. Die Cl-Atome werden als Cl₂ an der Anode als Gas abgegeben.

Weder eine Oxidation noch eine Reduktion können für sich alleine auftreten. Elektronen, die von einem Atom abgezogen werden (Oxidation) werden anderen Atomen zugeführt (Reduktion). Die Oxidationszahl-Erhöhung muss genauso groß sein, wie die Oxidationszahl-Erniedrigung. Eine solche Reaktion wird Redox-Reaktion genannt.

Eine Oxidation ist ein Prozess, bei dem einem Atom Elektronen entzogen werden.

Bei einer Reduktion werden einem Atom Elektronen zugeführt.

Es handelt sich um eine endergone Redox-Reaktion.