Anorganische Chemie

· Die positive Oxidationszahl kann nicht grösser sein als die Gruppennummer dieses Elements (Ausnahme: 1. Nebengruppe)

· Die maximale negative Oxidationszahl beträgt -VIII

· Fluor besitzt nie eine positive Oxidationszahl

· Der Oxidationszahlenbereich eines Elements kann maximal 8 Einheiten betragen

· Elektronenabgabe

· Oxidationszahl wird erhöht

· Elektronenaufnahme

· Oxidationszahl wird erniedrigt

Weil Elektronen nie frei auftreten können, sind chemische Reaktionen stets eine Kopplung von 2 Redoxpaaren:

Oxidation + Reduktion

· nimmt Elektronen auf

· wird selbst reduziert

· gibt Elektronen ab

· wird selbst reduziert

· Alkalimetalle sind starke Reduktionsmittel

s. Bild

hier (Bild): Daniell-Element

· elektrisches Potential einer galvanischen Zelle

· elektromotorische Kraft (EMK) = ∆E°

Aufreihung der Standardpotentiale

(Konvention in der Schreibweise: Immer als Reduktionsprozess)

E° (H₂ | H₃O⁺) = 0 V

Je positiver das Standardpotential, desto stärker oxidierend.

Je negativer das Standardpotential, desto stärker reduzierend.

Freiwillig reagieren nur Stoffe "rechts oben" mit "links unten" (in der Spannungsreihe).

∆E° = E°(Reduktion) - E°(Oxidation)

· \(E = E° - {0.059 \over n} log \space {c_{Red} \over c_{Ox}}\)      (n = Zahl der übertragenen Elektronen)

· Beispiel 2 H⁺ → H_2:

  _{\(E = E° + {0.059 \over 2}\space log{{c_{H^+}}^2\over p_{H_2}}\)}

· In starker Säure (c(H₃O⁺) = 1 mol/L) ist \(E = E° + {0.059 \over 2}\space log{{c_{H^+}}^2\over p_{H_2}} \approx 0\)

  → Metalle oberhalb 2 H⁺ | H₂ in der Spannungsreihe reagieren freiwillig unter Auflösung → unedle Metalle

  → Metalle unterhalb 2 H⁺ | H₂ in der Spannungsreihe zeigen keine Reaktion → edle Metalle

alle* Metalle, deren Potential negativer als -0.41 V ist, reagieren mit Wasser.

_Begründung:  \(E = 0 - {0.059 \over 2}log{{({10^{-7} {mol \over L})}^2}\over 1 \space bar} = -0.42 \space V\)

* Einige Metalle gehorchen bei Reaktionen mit H₂O nicht der Spannungsreihe!

  Gründe dafür sind:

  1. Kinetik (z.B. Überspannung)

  2. Oberflächenreaktionen (z.B. Passivierung)

  3. Sekundäre Reaktion (z.B. neue Reaktionsprodukte)

· Umkehrung des galvanischen Elementes

· Wird durch Zuführung von elektrischer Arbeit erzwungen

· K_D = Komplexzerfallskonstante / Dissoziationskonstante

· K_K = 1 / K_D = Komplexbildungskonstante / Stabilitätskonstante

· Bildung und Zerfall eines Komplexes verläuft Stufenweise → K_D = K_D1 · K_D2

· ca. ¼ (30) der 112 bekannten Elemente

· f-Elemente haben keine biologische Bedeutung

· Vorkommen als Ionen

· In Zellen hohe Konzentrationen (~mmol / L)

· Essentiell für Pflanzenwachstum (K)

· Wichtigerbestandteil in Skeletten (Ca)

· Auslöserionen für biochemische Prozesse (Ca, Mg)

· Aktivatoren für Enzyme (K, Mg)

· Stabilisatoren für biomolekulare Strukturen (Ca, Mg)

· H₂ / H⁺ / H^- / H·

· H₂: Reaktion wird durch Enzyme (Hydrogenasen) katalysiert / Heterolytische Spaltung in H⁺ / H^-

· H⁺: Protonenübertragung gehört zu den schnellsten Reaktionen (10^-13 s)

· H^-: Elektronenkonfiguration 1s² / Salzartige Hydride sind starke Reduktionsmittel / Reagiert in H₂O zu H₂ und OH^-

· NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

· einziges nicht-metallisches Kation, das unter physiologischen Bedingungen stabil ist

· kann zum schonenden "Aussalzen" von Proteinen verwendet werden

· Ammoniumsalze zersetzen sich beim Erwärmen: NH₄Cl → NH₃ + HCl

· Ammonium-Ion ist vergleichbar mit dem Kalium-Ion (Radius, Löslichkeit, ...)

· gleiche Atomanzahl, Elektronenzahl und Elektronenkonfiguration

· Beispiele:   BH₄^- / CH₄ / NH₄⁺          O^2- / F^- / Ne / Na⁺         HF / OH^- / NH^2-

· sehr reaktiv (Elektronegativität ist sehr klein → E° ist sehr negativ)

· hydratisierte Metallionen (ausser Li⁺) tauschen die Wassermoleküle der Hydrathülle sehr schnell aus

· Lithium ist kein biologisch vorkommendes Ion (wird verwendet um Depressionsphasen zu verkürzen)

· Magnesium hat grosses Ionenpotential → Salze sind nur schwer wasserlöslich

· Verbindungen: CaCO₃ (Kalk) / CaSO₄ · H₂O (Gips) / Ca(HCO₃)₂ (gut wasserlöslich, verantwortlich für Wasserhärte)

· Apatit (Ca₁₀(PO₄)₆ ...* ) ist Hauptbestandteil der festen Knochensubstanz (* (OH)₂ bei Hydroxyapatit / F₂ bei Fluorapatit))

· Ca²⁺ ist ein Boten-Ion / Extrazellulär 25x höher konzentriert als intrazellulär / Wichtig für Verdauungsenzyme

· C, H, N, O machen 99% der lebenden Materie aus

· in wichtigen gasförmigen Stoffen / kleinen Molekülen vorhanden

· bilden wichtigste Anionen des Lebens

· Verbindungen: CH₄ / CO₂ / CO / H₂CO₃ (instabil) / HCO₃^- / CO₃^2- / HCN / CN^-

· Kohlensäure wird nur sehr langsam aus Wasser und CO₂ gebildet → Carboanhydrasen als Katalysatoren

· Körper steuert über Kohlensäure (bzw. CO₂ und HCO₃^-) seinen pH-Wert

· NaHCO₃ wird als Antacidum (für Neutralisierung der Magensäure) verwendet (z.B. für Sodbrennen)

· CO ist sehr giftig, kommt aber als Spurengas in der Atmosphäre vor

· Calciumoxalat (CaC₂O₄) bildet Niedern und Blasensteine

· Borsäure reagiert zu Borat ( B(OH)₃ + 2 H₂O → B(OH)₄^- + H₃O⁺ )

· Borsäure ist eine Lewis-Säure, keine Brönstedt-Säure (Hydroxidakzeptor nicht Protonendonator)

· Erst nach der H₂O-Anlagerung an die Borsäure tritt die Protolyse ein!

· Bor erzeugt grüne Flamme

· bildet 80% der Atmosphäre

· als Flüssigkeit ein billiges Kühlmittel

· Verbindungen: N₂O (Lachgas, Narkosegas) / NO* / NO₂** / N₂O₄***

* physiologisch wichtig / paramagnetisch, da es eine ungerade Anzahl von Elektronen besitzt / toxisch / Botenstoff /

   cytotoxisch (zerstört Zellen von eindringenden Bakterien) / cytostatisch (blockiert Zellteilung und Zellwachstum)

** paramagnetisch / wird spontant gebildet (Autooxidation: 2 NO + O₂ → 2 NO₂)

*** steht im Gleichgewicht mit NO₂ ( 2 NO₂ (braun) ⇄ N₂O₄ (farblos) ) / Dimer von NO₂ / über N-N-Bindung gepaart

· N₂ + 3H₂ → 2NH₃ (mit Eisen als Katalysator, unter hohem Druck und Temperatur)

· Wichtig für Herstellung von Düngemitteln

· Ammonium-Ion (in höheren Konzentrationen giftig)

· Nitrat-Ion (Herstellung mittels Oxidation von NH₃ zu NO und danach zu NO₃)

· Elementarer Phosphor tritt in mehreren Modifikationen auf (wichtig sind weisser und roter Phosphor)

· Weisser Phosphor: P₄-Moleküle / sehr giftig / sehr reaktiv

· Roter Phosphor: unregelmässiges Netzwerk von Atomen / ungiftig

· Bei Phosphan (PH₃) keine Hybridisierung

  → Bindungswinkel von Phosphan (sehr giftig, Sumpfgas, selbstentzündlich) ist 90°

· ortho-Phosphorsäure

· entsteht durch gezielte Umsetzung von Phosphoroxiden mit Wasser ( P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄ )