Chemie (Subject) / Anorganische Chemie I. Semester (Lesson)

Praktikum, Seminare und Vorlesung

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• Bildung und Stabilität von Komplexen Ni2++4CN-<>[Ni(CN)4]2- - Cyanokomplexe sind meist sehr stabil ("starke Komplexe"), wenig dissoziiert - Amminkomplexe sind weniger stabil ("schwächer") - Aquakomplexe sind noch instabiler Anwendung des MWG: KBldg=c([Ni(CN)4]2-)/[c(Ni2+)*c4(CN-)] Komplexbildungskonstante Komplexdissoziationskonstante: KDiss=1/KBldg Hohe Komplexbildungskonstante bedeutet eine hohe Stabilität
• Trivialnamen Für einige Verbindungen und Molekülgruppen werden Trivialnamen verwendet: 1. Moleküle: H2O=Wasser, NH3=Ammoniak, HCl=Salzsäure, H2CO3=Kohlensäure 2. Molekülgruppen: OH=Hydroxyl, CO=Carbonyl, NO=Nytrosyl
• Systematische Nomenklatur Der elektropositive Bestandteil (Kation) wird zuerst genannt Der elektronegative Bestandteil (Anion): - besteht das Anion nur aus einem Atom oder mehreren gleichen Atomen=Endung -id: NaCl, CaBr2 - manchmal wird auch der lateinische Name oder der gekürzte lateinische Name verwendet: NaH=Natriumhydrid - fast alle Anionen, die aus mehreren verschiedenen Atomen bestehen, erhalten die Endung -at: Na2SO4 Natriumsulfat, FeNO3=Eisennitrat - Mischverbindungen werden alphabetisch benannt:                    KMgPO4 =Kalium-Magnesium-Phosphat                                                BiOCl=BismutChloridOxid - zur Angabe der Anzahl der Elemente: griechische Vorsilben:      mono, di tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca                         N2O4 DiStickstoffTetraOxid - Die Oxidationsstufe des Elements in einer Verbindung kann durch eine römische Zahl angegeben werden: FeCl3 Eisen-tri-chlorid oder Eisen(III)chlorid
• Nomenklatur von Komplexverbindungen Summenformel: Der Komplex wird in eckige Klammern gesetzt:                                          1. Zentralion, bzw. -atom                                                                             2. anionische Liganden                                                                               3. neutrale Liganden Cisplatin: [PtCl2[NH3)2] 1. Liganden, alphabetisch, anionische Liganden: Endung -o Cl-=chloro, CN-=cyano, F-=fluoro, S2-=thio, OH-=hydroxo, O2-=oxo
• Nomenklatur von komplexverbindungen II - neutrale Liganden: spezielle Nomenklatur für:                                          H2O=aqua, CO=carbonyl, NH3=ammin, NO=nitrosyl - alle anderen Liganden unverändert. Die Anzahl der Liganden wird mit griechischen Vorsilben angegeben - am Schluss steht das Zentralatom/-ion, bei negativen Komplexen mit der Endung -at - nach der Benennung des Metalls kann mit einer römischen Zahl in runden Klammern die Oxidationsstufe des Zentralions angegeben werden [Al(OH)4]-=Tetrahydroxoaluminat [Ag(NH3)2]+=Diamminsilber [Fe(CN)6]3-=Hexacyanoferrat(III) [CrF4O]-=Tetrafluoroxochromat(V)
• Die Kohlenstoffgruppe: 4. HG des PSE, allgemeine Eigenschaften Kohnlenstoff:                                                                                              - 0,1% der Erdrinde                                                                                - das wichtigste Element der organischen Chemie                                - Nicht-Metall Silizium:                                                                                                       - 26%, das zweithäufigste Element in der Erdkruste (nach Suaerstoff)  - Halbmetall Germanium: Metall Zinn: Metall Blei: Metall Toxizität nimmt von oben nach unten zu Metallcharakter nimmt von oben nach unten zu
• Kohlenstoffgruppe allgemeine Eigenschaften 2 - Elektronenkonfiguration: [EG]ns2np2 - zwischen den Elementen der 4. und 5. HG sind die Unterschiede besonders groß, da sie an der Grenzfläche zwischen Metallen und Nichtmetallen stehen
• Kohlenstoff - allgemeine Eigenschaften 126C 98,9% Bezugssystem für die Molmasse: 1mol126C=12g 136C 1,1% wird bei der NMR-Spektroskopie und Kernspintomographie bestimmt 146C nur Spuren vorhanden, Altersbestimmung (Mumien, Holzgeräte), radioaktiv 146C>147N, ß-Strahler 116C unnatürliches Isotop, Neutronenmangelnuklid, Positronenstrahler, Verwendung für die Positronen-Emmissions-Tomographie (PET) 116C>115N+ß+ (Positron) Vorkommen: C in Graphit, Diamant                      CO2 in Luft und Meerwasser                      Carbonate in Gestein und in vielen organischen Verbindungen
• Kohlenstoffmodifikation: Diamant Modifikation: verschiedene Zustandsformen eines Elements im gleichen Aggregatzustand Diamant-Struktur: kubisch, Tetraeder, sp³-hybridisiert, Sigma-Bindungen, Sesselform der 6-Ringe Eigenschaften: farblos, hohe Dichte, sehr stabil, extrem hart, Nichtleiter Das Gewicht wird oft in Karat angegeben: 1 Karat=0,2g
• Kohlenstoffmodifikation: Graphit Struktur Graphit: hexagonal, übereinandergelagerte ebene Schichten, Wabennetz aus planaren Sechsringen, sp²-hybridisiert, Sigma- und Pi-Bindungen Eigenschaften: metallisch, hohe Leitfähigkeit durch delokalisierte Pi-Elektronen
• Kohlenstoffmodifikation: Buckminster-Fullerene Buckminster-Fullerene-Struktur: Fußball, Rugby-Ball, Röhren, sp²-hybridisiert, Sigma- und Pi-Bindungen, C60, C72 Eigenschaften: aromatischer Charakter, geringe Dichten, elektrische Nichtleiter, lipophil, löslich in organischen Lösungsmitteln Fullerene entstehen bei hohen Temperaturen (>10.000°C) unter Sauerstoffausschluss, d.h., sie können natürlich, z.B. durch Blitzschlag entstehen. Im Labor werden sie mit Hilfe energiereicher Laserstrahler dargestellt werden.
• Kohlenstoff: Pharmazeutische Verwendung Medizinische Kohle, Carbo activus (Aktivkohle) - sehr porös, hat damit eine vergrößerte Oberfläche und damit eine hohe Absorptionsfähigkeit "Aktivierung"=Vergrößerung der Oberfläche - Arzneibuch: Bestimmung des Absorptionsvermögens: 100g Aktivkohle müssen 40g Phenazon (Arzneistoff) absorbieren. Nicht absorbiertes Phenazon wird durch Titration bestimmt - Anwendungen:                                                                                     bei Vergiftungen, Dosis 30-100g (in 0,5-1l Wasser suspensiert), Diarrhöe: Wirksamkeit nur mäßig
• Kohlenstoffverbindungen: Kohlendioxid (CO2) - Bestandteil der Luft (0,03-0,04%), im Meerwasser gebunden in Carbonaten - entsteht bei Verbrennung von Kohle, Atmung, Gärung, Fäulnis, ... - Eigenschaften:                                                                                        > farb- und geruchloses, wasserlösliches Gas, schwerer als Luft              > durch Druck lässt es sich zu einer farblosen Flüssigkeit kondensieren, bei schnellem Verdampfen kühlt diese so stark ab, dass es zu festem CO2 (Trockeneis) gefriert                                                                            > eine Mischung aus Aceton, bzw. Methanol und Trockeneis dient als Kältemischung bis -76°C - Struktur: linear, sp-hybridisiert
• Kohlenstoffverbindung: Carbonate - die wässrige Lösung von CO2 wirkt wie eine schwache Säure                CO2+H2O>H2CO3 pKS=3,16                                                                  H2CO3>H3O++HCO3- pKS=3,3                                                                  >> CO2+H2O>H3O++HCO3- pKS=6,46 - in der wasserfreien Form ist Kohlensäure nicht beständig - zweiwertige Säure, daher bildet sie Hydrogencarbonate HCO3- und Carbonate CO32- - Hydrogencarbonate sind häufig in Wasser leicht löslich. Beim erhitzen gehen sie in die entsprechenden Carbonate über: Teilschritt des Solvay-Verfahrens: 2NaHCO3>Na2CO2+CO2+H2O - Carbonate sind in der Regel schwer löslich, nur die Alkalicarbonate sind leicht löslich und glühbeständig. Alle anderen Carbonate zerfallen beim Erhitzen in die Oxide oder Metalle und CO2 - Durch Einleiten von CO2 in eine wässrige Lösung von Carbonaten bilden sich Hydrogencarbonate: CaCO3+CO2+H2O>Ca(HCO3)2 - Der Kohlensäure-Bicarbonat-Puffer stabilisiert den pH-Wert des Blutes - Struktur: planar, sp2-hybridisiert
• Kohlenstoff-Verbindung - Kohlenmonoxid (CO) - entsteht z.B. beim Verbrennen von Kohle bei ungenügender Luftzufuhr - CO ist das Anhydrid der Ameinsensäure: CHOOH>H2+CO - technische Darstellung:                                                                         Wassergas (Leiten von Wasserdampf über glühenden Koks):              H2O+C>H2+CO                                                                                          Generatorgas (Einblasen von Luft in brennenden Koks):                      C+O2>CO2                 CO2+C>2CO - Eigenschaften:                                                                                     > farbloses, geruchloses Gas, das die Verbrennung nicht unterhält      > starkes Blutgift, da seine Affinität an Hämoglobin um ein vielfaches größer ist als die von Sauerstoff                                                             > CO ist eine schwache Lewis-Base und bildet mit einigen Übergangsmetallen Carbonyl-Komplexe: Ni+4CO>[Ni(CO)4]                 > CO ist isoster mit N2                                                                            > CO wird häufig als Reduktionsmittel bei technischen Prozessen verwendet
• Silizium -Vorkommen: nur in Verbindungen, nicht elementar, vor allem in Silikaten mSiO2*nH2O                                                                                               - SiO2: Sand, Quarz, Kieselstein, Bergkristall, Amethyst                             - Asbest: feuerfestes, faseriges Magnesiumsilikat; das Einatmen der Asbestnadeln kann Lungenkrebs verursachen                                           - Silikose: chronisch entzündliche Lungenerkrankung durch Einatmen von siliziumhaltigen Stäuben                                                                       - Verwendung: Baustoffe, Porzellan
• Silizium - Kieselsäure Si(OH)4(Dreifachbindung)H4SiO4 = Orthokieselsäure - schwache Säure (pKS=9,66). Sie ist nur bei pH=3,2 einige Zeit stabil, bei Änderung des pH-Wertes spaltet sie intermolekular Wasser ab - in Silikaten ist Silizium stets tetraedrisch von Sauerstoff umgeben
• Siliziumverbindungen: pharmazeutische Verwendung - SiO2 wird als Trägersubstanz in der pharmazeutischen Technologie verwendet (z.B. für Puder, Tabletten) - Magnesiumsilikat als Antacidum - Kieselgel: getrocknetes Kieselsäure-Gel wird zum Trocknen von Substanzen verwendet. Man setzt blaues Cobalt-Salz als Indikator hinzu, das nach Wasseraufnahme in rosafarbenes [Co(H2O)6]2+ übergeht - Kieselgel zur Chromatographie
• Siliziumverbindungen - Silikone Silikone: Siliziumorganische polymere Verbindungen, diese sind chemisch und physikalisch recht stabil Verwendung: in Hautschutzsalben und als Entschäumer                           - gegen Gasansammlung im Magen-Darm-Trakt innerlich                         - Implantate (plastische Chirurgie)
• Germanium - wurde von Clemens Winkler 1886 bei Freiberg in Sachsen entdeckt - Metall - Oxidationsstufe +2 und +4 - Germanium findet in der Halbleitertechnik Verwendung
• Zinn - es existieren 10 verschiedene Isotope, Hauptisotop 12050Sn (32%) - bereits im Altertum bekannt (lat. Stannum) - kommt meist in Verbindungen vor, selten gediegen - Vorkommen: SnO2 Zinnstein - Darstellung: erhitzen von Zinnstein mit Koks:                                           SnO2+2C>Sn+2CO oder SnO2+2CO>Sn+2CO2 (Rösten) - Eigenschaften: silberweißes, glänzendes Metall (Smp.: 231,91°C)          weiches, duktiles Metall
• Zinnverbindungen - Zinn liegt in den Oxidationsstufen +2 und +4 vor (+4 ist stabiler) - Sn2+ ist ein gutes Reduktionsmittel: Sn2+>Sn4++2e- - Verwendung: Weißblech (mit Zinn überzogenes Eisen)                           > Bronze: Sn-Cu-Legierungen                                                                   > Zinnkrüge - pharmazeutische Verwendung: früher als Bandwurmmittel
• Blei - Blei kommt meist in Verbindungen vor, selten gediegen - Vorkommen: PbS   Bleiglanz   PbCO3   Weißbleierz - Darstellung: 1. Röstreduktionsverfahren                                                                         PbS+3/2O2>PbO+SO2 (steigt auf) "Röstarbeit"                                         PbO+CO>Pb+CO2 "Reduktionsarbeit" 2. Röstreaktionsverfahren: PbS+2PbO>3Pb+SO2 (steigt auf)
• Bleiverbindungen - Blei liegt in seinen Verbindungen in den Oxidationsstufen +2 und +4 vor (+2 ist beständiger) - Pb(IV)-Verbindungen sind starke Oxidationsmittel: Pb4++2e->Pb2+ - Bleiverbindungen sind sehr giftig, v.a. chronische Vergiftungen - Diagnose: Bleisaum (Ablagerung von schwarzem PbS im Zahnfleisch) und gelbe, blasse Haut, Muskelschwäche > Therapie: akut: Gabe von MgSO4:                           MgSO4+Pb2+>PbSO4(fällt aus)+Mg2+                                                        systemisch: Komplexbildner (EDTA)
• Stickstoffgruppe: 5. HG des PSE - allgemeine Eigenschaften Stickstoff: 0,33% der Erdrinde, 78% in der Luft, Nichtmetall Phosphor: 0,09%, Nichtmetall Arsen: relativ selten, Halbmetall Antimon: relativ selten, Halbmetall Bismut: relativ selten, Metall Metallcharakter nimmt von oben nach unten zu Elektronenkonfiguration: [EG]ns²np³ Zwischen den Elementen der 4. und 5. HG sind die Unterschiede besonders groß, da sie an der Grenzfläche zwischen Metallen und Nichtmetallen stehen
• Stickstoff: Allgemeine Eigenschaften Vorkommen:                                                                                                - Luft: 78% des Luft besteht aus N2                                                            - NaNO3 Chilesalpeter                                                                                - organisch gebunden in Proteinen, Amino- und Nucleinsäuren Isotope: 147N: 99,6%              157N: 0,4% (NMR-Spektroskopie) Eigenschaften:                                                                                            - farb-, geschmack. und geruchloses Gas (Sdp.: -196°C)                           - nicht brennbar und reaktionsträge
• Stickstoff: Verwendung - Schutzgas (wie auch Argon) zum Schutz leicht oxidierbarer Verbindungen - flüssiger Stickstoff als Kühlmittel in der Medizin in der Medizin und Biologie: z.B. für das Einfrieren von Zellen - Pharmakologie: > N2 ist verantwortlich für die sog. Taucherkrankheit: N2 und O2 lösen sich bei der Atmung im Blut. Die N2-Löslichkeit ist v.a. unter Druck (große Tiefen) sehr hoch. Bei plötzlicher Druckminderung (schnelles Auftauchen) wird viel N2 frei gesetzt. Die Gasbläschen können die Gefäße blockieren und zu Durchblutungsstörungen führen.
• Stickstoff-Verbindungen OZ -3: Ammoniak NH3 -2 Hydrazin N2H4 -1 Diimin N2H2 0 Stickstoff N2 +1 Distickstoffmonoxid N2O +2 Stickstoffmonoxid NO +3 Distickstofftrioxid N2O3 +4 Stickstoffdioxid NO2 +5 Distickstoffpentoxid N2O5
• Stickstoffverbindungen: Azide N3- Azide sind die Salze der Stickstoffwasserstoffsäure HN3 - Stickstoffwasserstoffsäure sehr reaktiv, kann explosiv zerfallen in N2 und H2 - Pb(N3)2 Bleiazid wird zur Initialzündung in der Sprengstofftechnik verwendet
• Stickstoffverbindungen: Ammoniak Herstellung: Haber-Bosch-Verfahren aus den Elementen:                         3H2+N2>2NH3 -92kJ > nach Le Chatelier gute Ausbeuten bei hohen Drücken und niedrigen Temperaturen. > Problem: hohe Aktivierungsenergie, verläuft bei RT sehr langsam 3H2+N2>Katalysator>2NH3 Kat.: Ni, (Os, Fe, Ur) >> in der Praxis wird die Umsetzung bei 25-35MPa (250-350 bar) und 400-500°C durchgeführt
• Katalysator Ein Katalysator ist ein Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Heterogene Katalysatoren: anderer Aggregatzustand Homogene Katalysatoren: Gleicher Aggregatzustand wie die Reaktionsteilnehmer Inhibitoren: Verlangsamen oder hemmen die Reaktion
• Stickstoffverbindungen: Ammoniak Eigenschaften Eigenschaften:                                                                                   farbloses Gas, stechender Geruch, leicht löslich in Wasser                      konzentrierter Ammoniak: 25%ige wässrige NH3-Lösung (Salmiakgeist)   schwache Base: pKB=4,75 Technische Anwendung: Düngemittel (Ammoniumsalze)                           Vorstufe zu Nitrat- und Salpetersäureherstellung (Düngemittel und Sprengstoff)
• Ammonium: Pharmazeutische Bedeutung NH4Cl - als Expectorans (zur Verflüssigung des Bronchialschleims bei Husten und Bronchitis) - "Mixtura solvens" enthält 2,5%NH4Cl - Salmiakpastillen und "salziger" Lakritz enthalten ebenfalls NH4Cl - zur Förderung der Diurese (Harnausscheidung): NH4Cl reagiert sauer, führt zu einer Verschiebung des pH-Wertes des Harns und dadurch zur Diurese > Dosierung: 5-25g täglich
• Stickstoff-Verbindungen: Distickstoffmonoxid N2O, Lachgas N2O wird mit 20% Sauerstoff geischt als Inhalationsnarkotikum verwendet. In geringen Mengen ruft es einen rauschartigen Zustand mit Lachlust hervor.
• Stickstoffverbindungen: Stickstoffmonoxid NO NO weist eine ungerade Elektronenzahl auf und ist paramagnetisch (ungepaartes Elektron, "Radikal") NO kann leicht ein e- aufnehmen oder abgeben:                                        NO>NO++e- Nitrosonium-Ion                                                                      NO+e->NO- Nitrosyl-Ion NO ist ein farbloses Gas, das mit O2 zu NO2 reagiert:                               2NO+O2>2NO2 NO+NO2 werden als nitrose Gase bezeichnet. Sie reizen die Atemwege und sind sehr giftig.
• Stickstoffmonoxid: Biologische Bedeutung NO ist im Körper ein wichtiger Botenstoff:                                              NO ist unpolar und kann leicht durch Gewebe diffundieren. NO ist beteiligt an verschiedenen Funktionen im Körper:                           - Weitstellung der Blutgefäße (Vasodilatation)                                            - Thrombozyten-Aggregation                                                                       - Nervenleitung                                                                                           - Immunsystem (Schädigung von Bakterien)                                              - Biosynthese im Körper aus der Aminosäure Arginin:                                L-Arginin>N-Hydroxy-L-Arginin>L-Cittrulin+NO
• Stickstoffmonoxid als Komplexligand [Fe(H2O)NO]2+ Pentaquanitrosyleisen(II) (Ringprobe) Nitrosylprussiate, z.B. Nitroprussid-Natrium:                      Na2[Fe(CN)5NO] Dinatrium-pentacyanonitrosylferrat(II) - wird seit 1950 in der Notfallmedizin zur Behandlung von Bluthochdruck eingesetzt - NO-Freisetzung>Vasodilatation>Blutdruck sinkt                                      gut steuerbar durch Infusion
• Stickstoff-Sauerstoff-Verbindung: Stickstoffdioxid NO2 - NO2 ist ein braunrotes, äußerst giftiges Gas - ungerade Elektronenzahl, "Radikal", kann leicht ein Elektron aufnehmen oder abgeben - gutes Oxidationsmittel                                                                               NO2>NO2++e- Nitryl-Kation                                                                        NO2+e->NO2- Nitrit-Anion
• isoster/isoelektronisch Moleküle oder Ionen mit gleicher Anzahl der Atome und gleicher Elektronenanzahl sind isoster und isoelektronisch CO2 und N2O CO und N2
• Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen: Salpetrige Säure Das Nitrit-Anion ist isoelektronisch mit Ozon NaNO2 Natriumnitrit - im Nitrierpökelsalz zu 0,5% enthalten                                                       > bewirkt die schöne rote Farbe des Fleisches                                           > das Myoglobin des Muskelfleisches wird zum roten Nitrosomyoglobin - bei Reaktionen mit sekundären und tertiären Aminen im Sauren (z.B. im Magen) kann Nitrosaminbildung erfolgen (cancerogen):                            HNO2+H+>H2O+NO+
• Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen: Salpetersäure HNO3 HNO3 ist eine starke oxidierende Säure - führt zu Verätzung der Haut und Schleimhäute - HNO3 bewirkt eine Gelbfärbung der Haut durch die sog. Xanthoprotein-Reaktion:                                                                                                     > es folgt eine Nitrierung der phenolischen Aminosäuren - technische Darstellung aus NH3 durch das Ostwald-Verfahren:              4NH3+5O2>4NO+6H2O     -908kJ                                                              2NO+O2>2NO2     -114kJ                                                                           3NO2+H2O>2HNO3+NO
• Blausäure HCN/Cyanide - Blausäure ist eine schwache Säure pKS=9,4 - leicht flüchtig - beim Erwärmen von HCN oder bei der peroralen Einnahme von Cyaniden (z.B. Zyankali) besteht akute Vergiftungsgefahr, innerhalb weniger Minuten tritt zunächst Bewusstlosigkeit, dann Atemstillstand ein - Cyanid hemmt das Enzym Cytochrom C-Oxidase durch irreversible Bindung an das aktive Zentrum (Häm-Cu-Komplex)                                   > Blockierung der Atmungskette                                                                 > Cytochrom C-Oxidase dient der Umwandlung von O2 und H+ in Wasser - letale Dosis: ca. 50mg HCN, bzw. 200mg KCN
• Phosphor: allgemeine Eigenschaften - Phosphor wurde 1669 von dem Alchemisten H. Brandt entdeckt - Vorkommen: in der Natur nur als Phosphate (OZ=5)                                > Apatite (Ca-Phosphate)                                                                           > Phosphate in Blut, Muskeln, Nerven, Zähnen, Knochen, usw.                > Guano (Ausscheidung von Vögeln) wird als N- und P-haltiges Düngemittel verwendet - Isotope:                                                                                                     > 3115P: einziges natürliches Isotop                                                            > 3215P: künstliches Isotop, ß-Strahler
• Phosphor: Modifikationen Es existieren verschiedene allotrope Modifikationen: - weißer P, P4: fest, kubisch, leuchtet, sehr toxisch - roter P, Pn: amorph - schwarzer P, Pn: orthorhombisch, metallisch (Halbleiter), Doppelschichten - violetter P, Pn: monoklin, Schichtengitter
• Phosphor-Verbindungen - OZ -3: Phosphan PH3 -2: Diphosphan P2H4 -1: (Cyclo)phosphan (PH)n 0: Phosphor: Pn +1: Phosphinsäure H3PO2 +2 Hypodiphosphonsäure H4P2O4 +3 Phosphonsäure H3PO3 +4 Hypodiphosphorsäure H4P2O6 +5 Phosphorsäure H3PO4
• Phosphor-Verbindungen: Phosphorwasserstoffverbindungen und Oxide Phosphane (veraltet Phosphine) analog: Borane, z.B. PH3 Monophosphan > weist eine geringere Stabilität als NH3 auf Oxide: Phosphorpentoxid P2O5                                                                  > reagiert heftig mit H2O zu H3PO4                                                            > wird daher als Trocken- und Kondensationsmittel verwendet:                P2O5+3H2O>2H3PO4 exotherme Reaktion
• Phosphorsäure und Phosphate Phosphorsäure H3PO4, Phosphat PO43- - PO43- ist isoelektronisch zu SiO44-, SO42-, ClO4- (alle tetraedrisch) - Phosphorsäure ist eine 3basige Säure, es gibt daher primäre, sekundäre und tertiäre Phosphate:                                                            H3PO4<>H++H2PO4- pKS1=2,1                                                                 H2PO4-<>H++HPO42- pKS2=7,2                                                                 HPO42-<>H++PO43- pKS3=12,3 - Polyphosphorsäuren: bei T>300°C erfolgt Polymerisation unter intramolekularer Wasserabspaltung - Anwendung von Phosphaten:                                                           als Düngemittel (Ca- oder NH4-Phosphaten)                                          in Waschmitteln (heute überwiegend phosphatfreie Waschmittel)
• Phosphorverbindungen: pharmazeutische Anwendung - CaHPO4*2H2O Gabe bei Calcium-Mangel - Biphosphonate: Arzneistoffe zur Unterstützung der Knochenmineralisierung - Wirkungsmechanismus: Biphosphonate hemmen die Auflösung von Calciumphosphat-Kristallen - Effekt wurde an Pyrophosphaten entdeckt (P-O-P-Bindung, aber im Körper nicht stabil) Durch die P-C-P-Bindung stabil und Bindung an der Festphasenoberfläche (Knochen). - R'=OH, R''=Alkyl oder aromatische Wirkstärke - Salze, "Dronate": Palmidronat, Clodronat, Etindronat, Tiludronat
• Arsen: Allgemeine Eigenschaften - Vorkommen: Arsenide, z.B. FeAs2*FeS Arsenkies                                   Sulfide: As2S3 Auripigment                                                                          Oxide: As2O3 Arsenik                                                                                  gelegentlich auch gediegen                - Isotope: 7533As einzig natürliches Isotop - Arsen tritt in mehreren Modifikationen auf - Anwendung: in Legierungen und zur Herstellung von Halbleitern
• Arsen-Verbindungen ASH3 Arsenwasserstoff, früher Arsan                                                         entsteht bei der Reduktion löslicher As-Verbindungen, z.B. mit Zn/H+>Marshsche Probe                                                                            sehr giftiges, knoblauchartig riechendes Gas As2O3 Arsentrioxid, Arsenik                                                                        Arsen-Verbindungen sind sehr toxisch!                                                      Symptome: Erbrechen, Durchfall, Schock, Kreislaufkollaps                        60-120 mg As2O3 peroxal können bereits tödlich sein                                Arsen bewirkt eine Hemmung bestimmter Enzyme, cancerogen

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