Chemie (Subject) / Anorganische Chemie (Lesson)

wichtige Definitionen usw

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• Aquokomplexe Sind Komplexe mit H2O als Ligand. Sie bilden sich zumeist wenn man ein Salz in H2O löst  diese Aquokomplexe reagieren in Wasser häufig sauer->Aquosäuren
• Mehrkernige Komplexe Mehrkernige Komplexe sind Komolexe mit mehreren Zentralatomen
• Ligandenaustauschreaktion gibt man zu einem Komplex einen alternativen Liganden, so kann dieser Ligan den ursprünglichen Liganden ersetzen, wenn der neue Ligand fester gebunden wird als der alte Ligand (zB weil neuer Ligand ein Chelatligand ist) man erkennt auch dass bei Ligandenaustauschreaktionen die Liganden Schritt für Schritt ausgetauscht werden , nicht alle auf einmal
• Biologische Bedeutung von Komplexverbindungen Viele Enzyme im Körper besitzen an der katalytisch aktiv Position ein Metallatom, das die katalytische Funktion bedingt. Meist sind diese Metallatome 6-fach koordiniert.  Die Wirkung sehr vieler Gifte beruht auf der Bindung starker Liganden, die das eigentliche Substrat verdrängen Hämoglobin enthält ein Fe2+ Ion das durch ein Porphysin System 4fach koordiniert ist, zusätzlich ist ein Histidin-Molekül gebunden, die 6. Koordinationsstelle wird durch O2 belegt. Wird das Fe2+ zu Fe3+ oxidiert, so erhält man Methämoglobin, das O2 nicht mehr reversibel binden kann Kohlenmonoxid: CO blockiert die Atmung, indem es das O2 als Ligand aus dem Hb verdrängt, denn CO bindet ca 300-mal fester als Fe2+ und lässt sich durch O2 kaum mehr verdrängen. CO2 bindet übrigens nie an das Fe2+ im Hb cyanid: CN- und Azid N3- blockieren im Körper Fe3+ Ionen durch Komplexbildung und wirken damit letal, weil sie u.a. Die Atmungskette blockieren
• Wasserhärte Normales Leitungswasser ist Grundwasser, d.h. Es hat lange Zeit mit Steinen zusammen herungestanden und diese Steine zT aufgelöst.  Die Ionen, die in den Steinen enthalten sind, sind also in H2O enthalten, vor allem Mg2+  und Ca2+  man bezeichnet die Salze, die zusammen im Wasser sind als Wasserhärte   
• Carbonathärte Carbonathärte=temporäre Härte : Ca(HCO3)2 und Mg(HCO3)2 wasserlöslich, kann durch Kochen entfernt werden 
• Permanente Härte =vor allem Sulfathärte: CaCl2 , Ca(NO3)2, CaSO4 , MgCl, Mg(NO3)2 , MgSO4 können durch Kochen nicht entfernt werden, Salze von Ca2+ und Mg2+ ( aber keine Carbonate)
• Kalkhärte Ca(HCO3)2 , CaSO4, CaCl2, ... Ca2+ Salze, aber kein CaCO3, denn CaCO3 ist wasserunlöslich
• Magnesiumhärte Mg(HCO3)2, MgSO4, MgCl2 ... Mg2+ Salze, aber kein MgCO3 
• Gesamthärte Gesamtmenge aller löslicher Ca2+ und Mg2+ Salze Carbonathärte (temporäre Härte) permanente Härte Kalkhärte Magnesiumhärte CaCO3 und MgCO3 gehören nie zur Wasserhärte
• Temporäre Härte wird eine Hydrogen- Carbonat haltige Lösung, wie zum Beispiel  Leitungswasser erwärmt, so lässt sich die temporäre Härte beseitigen, denn die Hydrogencarbonate fallen als unlösliche Carbonate aus  durch Zugabe von CO2 lässt sich der Kalk wieder auflösen 
• Gebrannter Kalk wird Kalk CaCO3 stark erhitzt, so entsteht gebrannter Kalk CaO
• Grad deutsche Härte enthält ein Wasser pro Liter eine Menge von 10mg CaO, so hat das Wasser 1 Grad deutsche Härte, andere BEstandteile der Wasserhärte werden auf CaO umgerechnet
• Lösen von Salzen löst man ein Salz ine einem Lösungsmittel(Solvens), so wird es solatisiert (in H2O hydratisiert) d.h. die Lösungsmittelteilchen setzen sich zwischen die Ionen und heben die Anziehungskräfte zwischen den Ionen auf. Darauffhin zerfällt der Salzkristall in einzelne Ionen, die sich jeweils mit einer Solenshülle (in H2O Hydrathülle) umgeben durch die Hydratisierung nimmt vor allem die Größe on Kationen stark zu, sodass sie häufig nicht mehr durch biologische Membranen passen  beim Auflösen des Salzes in H2O kommt es häufig zur Volumenkontraktion der Lösung, denn die Hydrathüllenbildung erkleinert das benötigte Lösungsmittelvolumen 
• Hydratation/ Hydrolyse wird ein Salz in einem Lösungsmittel gelöst, so dissoziiert es und die Ionen werden solvatisiert (in H2O hydratisiert) reagiert der Stoff dagegen mit dem Lösungsmittel und wird dadurch zu einem adneren neuen Stoff ( zB. durch Spaltung wie bei der Esterhydrolyse), so spricht man von einer Solvolyse (Hydrolyse) 
• Lösen und Entropie beim Lösen wird ein geordneter Kristall zerstört, dh die Entropie nimmt zu ( auch wenn die Entropie der nun zT in Hydrathüllen angeordneten H2O Moleküle etwas abnimmt ) die Entropiezunahme ist unabhängig daon, ob der gelöste Stoff (wie ein Salz) in H2O in Ionen dissoziiert, oder ob er ( wie ein Molekülkristall bei Zucker) sich einfach nur löst, ohne zu dissoziieren
• Doppelsalze ein Doppelsalz ist ein Salz, das eigentlich aus zwei Salzen besteht, die gemeinsam ein Ionengitter bilden, beim Auflösen in Wasser zerfallen sie zum größten Teil in die Ionen der Salze, aus denen sie aufgebaut sind
• Energieumsätze beim Lösen wenn sich ein Ionengitter bildet, wird Gitterenergie (Gitterenthalpie) frei, die auch wieder aufgebracht werden muss, um das Gitter zu zerstören gleichzeitig wird bei der Bildung der Solvenshülle (in H2O: Hydrathülle) wiederum Energie frei, die Solvationsenthalpie  das Erhältnis der verbrauchten Gitterenthalpie und der freiwerdenden Hydrationsenthalpie bestimmt die Löslichkeit eines Salzes in Wasser  Gitterenthalpie>Hydrationsenthalpie: wenn zum Zerstören des Salzgitters mehr Gitterenthalpie benötigt wird, als beim bilden der Hydrathülle an Hydrationsenthalpie frei wird, so verbraucht das Salz beim Lösen insgesamt Energie, die aber nicht zur Verfügung steht. Das Salz wird sich also in H2O nicht oder nur sehr schwer lösen  Gitterenthalpie<Hydrationsenthalpie: beim Hydratisieren des Salzes wird wesentlich mehr Hydrationsenthalpie frei, als zum Zerstören des Gitters an Gitterenthalpie benötigt wird. Insgesamt wird beim Lösen also Energie frei, die das Lösungsmittel erwärmt
• Gitterenthalpie wenig größer als Hydrationsenthalpie eigentlich dürfte sich das Salz in diesem Fall nicht lösen, denn zum Lösen wird etwas mehr Energie benötigt, als beim Hydratisieren des Salzes frei wird, es fehlt also Energie allerdings ist Lösen letztendlich eine Reaktion wie jede andere auch, d.h. eigentlich Maß für den freiwilligen Ablauf des organgs ist nicht die freigesetzte Wärme, sondern ΔG beim Lösen solcher Salze fehlt zwar Wärme, ΔH ist also positiv, die Entropie steigt aber, ΔS ist ebenfalls positiv nach Gibbs-Helmholtz kann sich das Salz also bei nicht allzu tiefer Temperatur lösen, wobei die steigende Entropie die Triebkraft für das Lösen ist  das Salz löst sich also, wobei die fehlende Wärme dem Lösungsmittel entzogen wird, das sich abkühlt  ein solcher Lösungsorgang unter Abkühlung ist also freiwillig (ΔG(-) exergonisch), erbraucht Wärme (ΔH (+) endotherm) und steigert die Entropie (ΔS(+) endotrop)
• Löslichkeitsprodukt Löst man soviel eines Salzes in H2O, dass ein fester Bodensatz entsteht, so liegt eine gesättigte Lösung vor, dh es kann sich definitiv nicht mehr zusätzliches Salz lösen  (abgesehen von sogenannten übersättigten Lösungen, bei denen sich doch mehr lösen kann, weil die Bildung eines festen Bodensatzes verzögert ist) es besteht damit ein Gleichgewicht zwischen Ionen, die aus dem Bodensatz in Lösung gehen und Salz, das wieder zu festem Bodensatz wird 
• Kinetik ist die Lehre von der Reaktionsgeschwindigkeit  Reaktionsgeschwindigkeit ist definiert als die Konzentrationsänderung pro Zeit
• Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig von Konzentration der Stoffe: je höher die Konzentrationder an der Reaktion beteiligten Stoffe ist, desto größer ist die Wahrscheinlichkeit für einen Zusammenstoß und damit für eine Reaktion, die Reaktionsgeschwindigkeit steigt also Zerteilungsgrad: je höher der Zerteilungsgrad, desto größer ist die Oberfläche der Teilchen und mehr Teilchen können gleichzeitig reagieren, wieder steigt Reaktionsgeschwindigkeit  (Mehlstaubexplosion) Temperatur: je höher die Temperatur, desto schneller läuft Reaktion (RGT-Regel) Aktiierungsenergie:je höher die Aktivierungsenergie, desto langsamer läuft die Reaktion. Durch Verwendung eines Katalysators lässt sich die Aktivierungsenergie ernidriegen und die Reaktion beschleunigen
• Molekularität einer Reaktion die Molekularität einer Reaktion gibt an, wieviele Teilchen bei einer Elementarreaktion ( bei einem einzelnen Reaktionsschritt) aufeinander prallen müssen, damit es zur Reaktion kommt da die Wahrscheinlichkeit, dass eine große Zahl an Teilchen mit der richtigen Geschwindigkeit und Orientierung aufeinanderprallt, sehr klein ist, liegen Molekularitten meist zwischen 1 und 3
• Reaktionsordnung gibt an von wievielen Konzentrationen die Geschwindigkeit einer Reaktion abhängig is, wieviele Konzentrationen also im Geschwindigkeitsgestz eingehen  0. Ordnung → konzentrationsunabhängig  1. Ordnung →abhängig von einer Konzentration 2.Ordnung →abhängig von 2 Konzentrationen Reaktionsordnung kann ganze und gebrochene Zahlen annehmen  Molekularitär und Reaktionsordnung lassen sich aus Reaktionsgleichung nicht ablesen, man kann sie nur messen
• Häufigkeit der Elemente auf der Erde ist O das häufigste Element (∼50%) gefolgt von Si (∼25%) und Al (∼8%) C steht erst an 13. Stelle der Elementhäufigkeit (∼0,1%) O kommt in der Atmosphäre als O2, in der Hydrosphäre als H2O und in der Lithosphäre in Gesteinen (zB Silikate vor)
• Abweichungen innerhalb der Ionisierungsenergie einer Periode Ionisierungsenergie= Energie die benötigt wird , um einem einzelnen isolierten Atom im Gaszustand ein e- aus der äußeren Schale zu entreißen innerhalb einer Periode nimmt die Ionisierungsenergie mit zunehmender Ordnungszahl zu, allerdings nicht kontinuierlich 
• AB- Strukturen von Ionengittern bei Salzen aus einem Typ Kation und einer Art von Anion ( binäre Salze) bestimmt das Radienerhältnis Kation/ Anion der Ionen die Ionenanordnung im Kristall, also die Art des Ionengitters die Ionen ordnen sich dabei möglichst so an, dass sie die höchste, dem Radienerhältnis entsprechende Koordinationszahl erreichen  die Koordinationszahl gibt an, wieiele entgegengesetzt geladene Ionen jeweils ein ANion oder Kation umgeben
• Gitterenergie von Ionengittern Nähern sich 2 Ionen (Anion/Kation), so ziehen sie sich zunächst gegenseitig aufgrund der entgegengesetzten Ladung an, Coulombenergie wird frei  ab einem gewissen recht kleinen Abstand stoßen sich die negativen e-Hüllen gegenseitig ab, eine Abstoßungsenergie tritt auf  die Summe beider Energien ist die Gitterenergie die Ionen pendeln sich bei einem gewissen Gleichgewichtsabstand ein, bei dem die freiwerdende Gitterenergie maximal ist  je mehr Gitterenergie dabei frei wird, ( je negativer sie also ist), desto stabiler ist das Gitter 
• Energieeffekte bei der Atombindung Nähern sich 2 Atome und bilden eine Atombindung, so zieht der Kern des einen Atoms die e-Hüllendes anderen Atoms an und umgekehrt  bei einem gewissen, sehr kleinen Abstand beginnen die Kerne sich voneinander abzustoßen  aus der Anziehung und der Abstoßung resultiert ein Energieverlauf ähnlich der vorrausgegangenen Gitterenergie 
• Hybridisierung Ist die Vermischung von Atomorbitalen zu neuen Orbitalen  man kann s,p,d- Orbitale wahllos miteinander mischen, vor allem aber s & p Orbitale sp3 Hybrid: 4 gleiche sp3- Hybridorbital, gemischt aus einem s-Orbital und drei p-Orbitalen: 25% Bindungslänge C-C: 154pm,        C-H:109pm sp2 Hybrid: 3 gleiche sp2 Hybridorbitale, gemischt aus einem s und zwei p-Orbitalen, ein p-Orbital bleibt übrig: 33% C-C:134pm,       C-H:109pm sp Hybrid: 2 gleiche Hybridorbitale gemischt aus einem s- und einem p-Orbital, zwei p-Orbitale bleiben übrig: 50% C-C: 120pm,       C-H: 106pm
• Form der Hybridorbitale Je nach Mischung ist diese ungeometrische Hantel mal länger sp3 mal kürzer sp
• Atomkristalle Sind kristalline Stoffe aus ungeladenen Atomen, die ein regelmäßiges Kristallgitter bilden, verbunden durch Atombindungen  zB Diamant, Graphit
• Molekülkristalle Sind kristalline Stoffe aus Molekülen, die eine regelmäßige Anorsnung haben, verbunden durch Bindungen höherer Ordnung (VdW, Dipol, H-Br) zB festes CO2 , festes K2O
• VSEPR (Valenz Schalen e-Paar Abstoßungs-Modell) e-Paare um ein Atom herum ordnen sich immer so an, dass sie möglichst kleine Abstoßungskräfte erfahren, also unter größtmöglichem Abstand
• Orbitalgeometrie sp3 4 gleiche sp3 Hybridorbitale, die sich möglichst gleichmäßig im Raum verteilen -> Tetraederanordnung mit Winkel: 109,5
• Dalton'sches Atommodell Materie bestehe aus unteilbaren Atomen Atome unterschiedlicher Elemente werden zu neuen Verbindungen mit neuen Eigenschaften kombiniert
• Thomsonsches Atommodell Atome bestehen aus p+ und e-, p+ stellen Teig dar, in die zum elektrischen Ladungsaustausch gleichviele e- hineinverteilt werden  Rosinenkuchenmodell atom ist massiv und homogen
• Atomgröße Atomradius 10-10m Kernradius 10-15m 
• Radionuclide Sind radioaktive Nuclide (Isotope)  ihre Wirkung ist mutagen, carcinogen und teilweise letal
• Kationen der MEtalle Metalle liegen in Verbidnungen fast immer als Kationen vor, selten neutral (in Kompleverbindungen) nie aber als Anionen die Hauptgruppenmetalle bilden meist Kationen mit der HG-Nummer als positie Ladung
• Wertigkeit die Wertigkeit ist komplizierte Größe, in jedem Bereich der Chemie hat z eine andere Bedeutung daher kann z für den gleichen Stoff in unterschiedlichen Bereichen der Chemie einen anderen Wert annehmen zB H2SO4 in S/B-Chemie z=2, in Redo-Chemie z= 2/4/6/8
• Aggregatzustand fest geordnete feste regelmäßige Teilchenanordnung Fernordnung  Kräfte zwischen den Teilchen gegenseitige Teilchenberührung inkombressibel Teilchen führen kleine Schwingungen um Gleichgewichtslagen aus
• flüssig (Aggreggatzustand) keine regelmäßige Teilchenanordnung Nahordnung Kräfte zwischen den Teilchen  gegnseitige Teilchenberührung inkompressibel nimmt jede Form an Teilchen bewegen sich
• gasförmig (Aggregatzustand) wilde chaotische Teilchenbewegung keine Kräfte zwischen den Teilchen Berührung nur beim zufälligen Stoß der Teilchen untereinander vollkommen kompressibel
• Ideale Gase es gibt keine idealen Gase, aber alle realen Gase (Luft,O2, N2) verhalten sich oberhalb gewisser Temperaturen und unterhalb gewisser Drücke wie ideale Gase die einzelnen Gasteilchen haben kein Eigenolumen, dh das Bolumen des Gases entsteht nicht durch das Volumen der GAsteilchen, sondern weil sich die Teilchen schnell bewegen und gegen die umgebende Wand prallen und so eine Kraft auf Wand ausüben Gasteilchen führen untereinander und mit der Wand nur ollelastische Stöße aus, dh beim Stoß geht keine Energie in Form von Verformungsarbeit (Wärme) verloren, wäre es anders, so würde sich das Gas aufheizen, die Gasteilchen würden immer langsamer werden 
• Temperaturänderung bei der Aggregatzustandsänderung ändert sich der Aggregatzustand eines Stoffs, so bleibt während dieser Änderung die Temperatur konstant
• Tripelpunkt hier liegen alle Phasen miteinander im Gleichgewicht or  Bsp: Wasser hat seinen Tripelpunkt bei 0,01°C und ~ 600 Pa ( Druck), dh hier gibt es gleichzeitig Eis, flüssiges H2O und Wasserdampf
• Kritischer Punkt bei Temperaturen oberhalb des kritischen Punktes sind Gasphase und flüssige Phase nicht mehr voneinander zu unterscheiden, denn sie haben die gleiche Dichte 
• Druckabhämgigkeit von Sdp und Smp eines Stoffes Smp und Sdp eines Stoffs sind keine Konstanten, sondern druckabhängige Größen, wie man am Phasendiagramm sieht der Sdp und Smp on Wasser liegt also nicht generell bei 100°C, sondern er liegt nur bei 1,013 bar bei diesen Temperaturen
• Phasendiagramm von H2O Im Phasendiagramm von H2O trifft eine Besonderheit auf, nämlich die fallende Trennkurve zwischen dem festen und dem flüssigen Zustand daraus resultiert eine Besonderheit im Verhalten on H2O: wird Eis komprimiert, so erflüssigt es sich unter dem hohen Druck: Eislaufen ( Eis schmilzt unter dem hohen Druck der Kufen)

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