Gesetzmässigkeiten in Perioden und Hauptgruppen
Gesetzmässigkeiten in Perioden und Hauptgruppen die Elemente einer Gruppe haben alle die gleiche Zahl Valenzelektronen die Periodennummer gibt die Zahl der Schalen eines Elements an innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu, innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab umgekehrt mit dem metallischen Charakter: je leichter ein Atom Elektronen abgeben kann, desto stärker ist sein metallischer Charakter. Je grösser der Atomradius, desto metallischer.
Beispiele für Elemente aus den Hauptgruppen
Beispiele für Elemente aus den Hauptgruppen Hauptgruppe (Alkalimetalle): Wasserstoff 1, Natrium 11, Kalium 19 Hauptgruppe (Erdalkalimetalle): Magnesium 12, Calcium 20 Hauptgruppe: Kohlenstoff 6 Hauptgruppe: Stickstoff 7, Phosphor 15 Hauptgruppe: Sauerstoff 8, Schwefel 16 Hauptgruppe (Halogene): Fluor 9, Chlor 17, Iod 53 Hauptgruppe (Edelgase): Helium 2, Neon 10, Argon 18, Krypton 36
Konzentrationsangaben
Konzentrationsangaben Molarität M in mol/l [NaOH] = 0,1 mol/l oder c(NaOH) = 0,1
kovalente Bindung
kovalente Bindung Einfach-, Doppel-, Dreifachbindung Oktettregel hohe Bindungsenergie von 400 kJ/mol homolytisch oder heterolytisch spaltbar. Bei Homolyse verbleibt bei jedem ehemaligen Bindungspartner je eines der Elektronen aus dem ehemals bindenden Elektronenpaar. Bei Heterolyse werden die ehemaligen Bindungselektronen ungleichmässig verteilt.
Avogadro-Konstante
Avogadro-Konstante 6,023 · 1023 Teilchen 1 mol eines Elements entspricht der relativen Atommasse in Gramm 1 mol einer Verbindung entspricht der relativen Molekülmasse in Gramm
Bindungsarten mit Beispielen
Bindungsarten mit Beispielen ionische Bindung KCl, KBr metallische Bindung (Fe)n kovalente Bindung C2H6, C6H6, (Si)n koordinative Bindung Häm-O2 Wasserstoffbrückenbindung DNA, Proteine van der Waals-Bindung (Xe)n
Coulomb-Kräfte
Coulomb-Kräfte F = q1q2/(4πε0r2)
Elektronegativität
Elektronegativität die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen an sich heran zu ziehen nimmt im PSE von links nach rechts zu nimmt im PSE von oben nach unten ab reagiert ein Element hoher EN mit einem Element niedriger EN (ΔEN > 1.7), so wird ein Elektron auf das Element hoher EN übertragen es bildet sich ein Kation (positiv) und ein Anion (negativ)
Salze
Salze allen Salzen ist das Ionengitter gemein Salze haben hohe Schmelzpunkte, da die ionischen Kräfte stark sind. Die Bildung der Ionen erfordert manchmal Energie, diese Energie wird durch die Gitterbildung kompensiert. In der Schmelze sind die Ionen frei beweglich, die Schmelze leitet elektrischen Strom. Die Festkörper sind Isolatoren.
Metalle: Elektronengas
Metalle: Elektronengas das Metallatom gibt seine Valenzelektronen ab und bildet Kationen. diese werden durch ein Elektronengas zusammengehalten, welches die sich abstossenden positiven Ladungen der Kationen kompensiert. (Coulomb-Gesetz)
kovalente Bindung
kovalente Bindung H• + •H ---> H••H je zwei Elektronen pro Wasserstoffatom die beiden 1s-Orbitale kombinieren zu einem σ-Orbital kovalente Bindungen entstehen durch die Kombination von zwei halbbesetzten Orbitalen Atome können mehrere kovalente Bindungen eingehen. Sie teilen so lange Bindungen, bis sie 8 Valenzelektronen (Edelgaskonfiguration, Oktettregel) aufweisen. bindende und nichtbindende Elektronenpaare
Gestalt von Molekülen in Abhängigkeit von der Hauptgruppe
Gestalt von Molekülen in Abhängigkeit von der Hauptgruppe Elektronenpaare nehmen maximalen Abstand ein! Hauptgruppe: LiH linear HG: BeH2 linear HG: BH3 trigonal planar CH4 tetraedrisch NH3 trigonal pyramidal H2O gewinkelt (tetraedrisch) HF linear
Hybridisierung und Bindungswinkel
Hybridisierung und Bindungswinkel sp 180o sp2 120o sp3 109.45o
mesomere Grenzstrukturen
mesomere Grenzstrukturen wenn es zwei oder mehr mesomere Grenzstrukturen gibt, so repräsentiert keine der Strukturen die Realität. Die Realität liegt dazwischen und ist energetisch günstiger und somit stabiler.
polarisierte Atombindung
polarisierte Atombindung bei einer Bindung zwischen zwei verschiedenen Atomen sind die Elektronen nicht gleichmässig verteilt, sie sind näher am Atom mit der höheren Elektronegativität es bildet sich ein Dipol der Dipol ist ein Vektor, er zeigt in die Richtung, in die die Elektronen verschoben werden
Lewis-Säure, Lewis-Base
Lewis-Säure, Lewis-Base Verbindungen mit Elektronenmangel heissen Lewis-Säure Verbindungen mit Elektronenüberschuss heissen Lewis-Base
koordinative Bindung
koordinative Bindung Die koordinative Bindung ist eine kovalente Bindung/Atombindung, bei der beide Bindungselektronen von nur EINEM Bindungspartner (Ligand) stammen. Abgesehen von diesem Unterschied ist sie wie die Atombindung gerichtet und mit ca. 400 kJ/mol auch eine starke Bindungsform. Koordinative Bindungen werden als Pfeile oder gestrichelte Linien dargestellt und finden sich in Komplexen. Als Komplexe (erkennbar an eckigen Klammern, z. B. [Cu (H2O)4]2+) werden Zusammenschlüsse von Atomen oder Atomgruppen bezeichnet, die aus einem Zentralion und einem oder mehreren Liganden bestehen. Das meist positiv geladene Zentralion (hier Kupfer = Cu2+) hat die Fähigkeit Elektronenpaare (Bindungselektronen) aufzunehmen, die die Liganden (hier vier Moleküle Wasser) zur Verfügung stellen. Als Liganden fungieren Moleküle, die Atome mit freien Elektronenpaaren besitzen. Häufig Sauerstoff oder Stickstoff. Handelt es sich beim Zentralion um ein positiv geladenes Metallion, so bezeichnet man den Komplex als Metallkomplex. Unter dem Begriff Koordinationsstelle versteht man eine Bindungsstelle. Ein Zentralion kann mehrere Koordinationsstellen besitzen und damit mehrere koordinative Bindungen eingehen, wobei sich deren Anzahl NICHT aus der Ladung des Zentralions oder des Komplexes ableiten lässt.
Beispiele für Wasserstoffbrückenbindungen
Beispiele für Wasserstoffbrückenbindungen relativ hoher Siedepunkt des Wassers Mischbarkeit von Wasser und Ethanol flüssige reine Essigsäure CH3COOH: hier entzieht der stark elektronegative Sauerstoff dem Kohlenstoff und Wasserstoff die Bindungselektronen, wodurch die Essigsäuremoleküle zu Dipolen werden und sich als Dimere anordnen, die durch zwei Wasserstoffbrücken stabilisiert sind
Wasserstoffbrücken-Donoren
Wasserstoffbrücken-Donoren Moleküle oder Teile von Molekülen, die in der Lage sind, Wasserstoffbrücken auszubilden. Gute Wasserstoffbrücken-Donoren sind z. B. die OH- und NH-Gruppen innerhalb von Proteinen und der DNA. Daher spielen Wasserstoffbrückenbindungen auch eine wichtige Rolle bei der Stabilisierung der Sekundärstruktur (Helices und Faltblattstrukturen) von Peptidketten sowie bei der Basenpaarung in der DNA.
hydrophobe Wechselwirkungen
hydrophobe Wechselwirkungen Hydrophobe Wechselwirkungen sind mit nur ca. 10 kJ/mol zusammen mit den Van-der- Waals-Kräften die schwächsten Bindungsformen im Reich der Chemie. Sie bilden sich zwischen apolaren (hydrophoben) Substanzen wie z. B. Kohlenwasserstoffen in polaren Medien (z. B. Wasser) aus. Ausserdem sind sie für die Mizellenbildung und die Ausbildung des Phospholipid-Bilayers der Zellmembran verantwortlich. Gleiches löst sich in Gleichem.
van der Waals-Kräfte
van der Waals-Kräfte Noch schwächer als die Wasserstoffbrücken sind die Van-der-Waals-Kräfte mit einer Bindungsenergie von ca. 10 kJ/mol. Diese ebenfalls elektrostatischen Anziehungskräfte bilden sich zwischen unpolaren Molekülen oder Molekülteilen aus. Dies ist möglich, da selbst unpolare Moleküle wie Kohlenwasserstoffe auf Grund der Elektronenbewegung über ungleich verteilte Ladungen verfügen. Daher werden sie zeitweise zum Dipol (temporärer Dipol) und ziehen sich gegenseitig an. Van-der-Waals-Kräfte bedingen so die Schmelz- und Siedepunkte von Kohlenwasserstoffen (auch von aromatischen!). Je länger die apolaren Kohlenwasserstoffketten sind, desto stärker sind auch die sie zusammenhaltenden Van-der-Waals-Kräfte und desto höher ihre Schmelz- und Siedepunkte.
wozu dient Phosphor im Körper?
wozu dient Phosphor im Körper? als Energieträger in Form von ATP, GTP und Kreatinphosphat als Baustein, anorganisches Phosphat im Knochen als wichtiger Bestandteil im Wasserstoffüberträger/Redoxsystem NADP+/ NADPH + H+ als Signalübermittler im cAMP als Blutpuffer
Bindungsarten in Proteinen?
Bindungsarten in Proteinen? Primärstruktur: Atombindungen Sekundärstruktur: Wasserstoffbrücken Tertiär- und Quartärstruktur: Atombindungen, Wasserstoffbrücken, Ionenbindungen, Van-der-Waals-Kräfte, hydrophobe Wechselwirkungen
Chelateffekt
Chelateffekt ein Ligand kann gleichzeitig mit mehreren Bindungsstellen binden. Einen solchen Liganden nennt man mehrzähnig oder multidentat. ein solcher Ligand bindet besonders fest; die Wahrscheinlichkeit, dass alle Bindungen gleichzeitig brechen, ist gering
Alkane
Alkane Methan CH4 Ethan C2H6 Propan C3H8 Butan C4H10 Pentan, Hexan, Heptan, Octan, Nonan, Decan, Undecan, Dodecan, ... Icosan CnH2n+2 je grösser das Molekül, desto höher der Siedepunkt man nennt Verbindungen, die die gleiche Summenformel, aber eine unterschiedliche Strukturformel besitzen, Konstitutionsisomere
der Isomeren-Baum
der Isomeren-Baum Moleküle identisch? ja: Homomere. nein Isomere. identische Verknüpfung? nein: Konstitutionsisomere ja: Stereoisomere. ohne Bindungsbruch? ja: Konformationsisomer. nein: Konfigurationsisomer. Bild/Spiegelbild? ja: Enantiomer, nein: Diastereomer
allgemeine Information zu Alkanen
allgemeine Information zu Alkanen Hauptquellen für Alkane sind Erdgas (Methan, Ethan, Propan, Butan) und Erdöl Kohlenwasserstoffe schwimmen auf Wasser Methan ist ein Treibhausgas, es entsteht in Sümpfen, auf Reisfeldern und wird von Kühen ausgeschieden Methanhydrat kommt in den Ozeanen vor Paraffine dienen als Salbengrundlage
Cycloalkane
Cycloalkane entstehen formal aus Alkanen, indem man am Ende der Kette je ein Wasserstoffatom entfernt und die beiden Enden mit einer neuen C-C-Bindung zu einem Ring schliesst in Cyclopropan (60o) und Cyclobutan (90o) sind die Bindungswinkel deutlich von 109.45o verschieden im Cyclohexan müsste der Winkel 120o an Stelle von 109.45o sein zwei Konformationen von Cyclohexan: Sesselform (alle Gruppen gestaffelt, gauche) und Wannenform (ekliptische Wechselwirkungen).
Bild-Spiegelbild-Isomerie
Bild-Spiegelbild-Isomerie zwei Hände verhalten sich wie Bild und Spiegelbild und lassen sich NICHT miteinander zur Deckung bringen. Man nennt Moleküle, die dieses Verhalten zeigen, chiral. bei einem chiralen Molekül mit einem Stereozentrum (z.B. C-Atom mit vier verschiedenen Substituenten) sind Bild und Spiegelbild nicht deckungsgleich [3 oder weniger verschiedene Reste: achirales Molekül] Proteine sind chiral Enantiomere haben die gleichen physikalischen Eigenschaften, ausgenommen der Wechselwirkung mit polarisiertem Licht Schlüssel-Schloss-Prinzip rechts- oder linksdrehend
CIP-Nomenklatur für rechts- oder linksdrehende Moleküle
CIP-Nomenklatur für rechts- oder linksdrehende Moleküle man ordnet die Substituenten nach bestimmten Prioritäten: höchste Ordnungszahl (oft ein Sauerstoffatom) nächste Nachbarn Doppelbindungen zählen doppelt Rest mit Nummer 4 wird nach hinten gedreht Kreis durchlaufen 1 --> 2 --> 3 --> 1 Richtung rechts oder links
Radikale
Radikale der Bruch einer kovalenten Bindung kann homolytisch oder heterolytisch erfolgen beim homolytischen Bruch bekommt jedes Bruchstück ein freies Elektron Teilchen, die ein freies ungepaartes Elektron tragen, heissen Radikale beim heterolytischen Bindungsbruch bekommt ein Teilchen beide Elektronen, das andere keine. Dadurch entsteht aus einem neutralen Molekül ein Anion und ein Kation. unpolare Bindungen werden bevorzugt homolytisch gespalten
Aktivierungsenergie: Skizzen, Reaktionskoordinate, Übergangszustand, Gibbs freie Aktivierungsenthalpie, Gibbs freie Reaktionsenthalpie
Aktivierungsenergie siehe Mitschrieb Chemie 18/Zettel 1 Rückseite die Reaktionskoordinate ist ein Mass dafür, wie weit die Reaktion fortgeschritten ist das Maximum einer solchen Kurve nennt man Übergangszustand im Übergangszustand ist die alte Bindung halb gebrochen und die neue halb gebildet die Energie, die man zum Erreichen des Übergangszustandes benötigt, ist die Gibbs freie Aktivierungsenthalpie ΔG#. Sie beeinflusst die Geschwindigkeit einer Reaktion. die Gibbs freie Reaktionsenthalpie ΔG sagt, ob die Reaktion von links nach rechts oder umgekehrt abläuft (wie bei Kugelbahn: die Kugel will runter rollen)
Wärmetönung
Wärmetönung ΔH = HProdukte - HEdukte bei exothermen Reaktionen ist ΔH negativ. Wärmeabgabe. bei endothermen Reaktionen ist ΔH positiv. Wärmeverbrauch. die Enthalpie ist abhängig von Druck und Temperatur. Enthalpien werden bei 25oC und 1.013 hPa angegeben (Normalbedingungen) es wird die Energie gemessen, die das System aufnimmt oder abgibt, wenn die Reaktion bei konstanter Temperatur (isotherm, 25oC) und konstantem Druck (isobar, 1.013 hPa) abläuft. Alle frei werdende Energie wird nach aussen abgegeben oder alle verbrauchte Energie wird von aussen aufgenommen. die Enthalpie ist eine Zustandsfunktion: Sie beschreibt den aktuellen Zustand des Systems. Dafür ist der Weg, auf dem der Zustand erreicht wurde, unerheblich.
Entropie
Entropie die Entropie S ist ein Mass für die Unordnung eines Systems. [S] = J/(K · mol) je grösser die Unordnung eines Systems, desto grösser ist dessen Entropie ein System strebt danach, die Entropie zu vergrössern Festkörper < Flüssigkeit < Gas zwei reine Stoffe < Mischung von zwei Stoffen die Entropie ist eine Zustandsfunktion
freie Energie (Enthalpie)
freie Energie (Enthalpie) Gibbs freie Enthalpie = Gibbs Enthalpie = freie Enthalpie die Gibbs freie Enthalpie ist eine Zustandsfunktion die freie Reaktionsenthalpie ΔG beschreibt die Triebkraft einer Reaktion eine Reaktion läuft freiwillig von links nach rechts (ohne äusseren Zwang, aber nicht notwendigerweise spontan), wenn die Reaktionsenthalpie ΔG < 0 kJ/mol ΔG < 0 kJ/mol: exergonisch ΔG > 0 kJ/mol: endergonisch
Stabilität von Radikalen
Stabilität von Radikalen tertiäres Radikal (3 Reste am Kohlenstoff, ein freies Elektron) stabiler als sekundäres Radikal (2 Reste am Kohlenstoff, ein Wasserstoffatom, ein freies Elektron) stabiler als primäres Radikal (1 Rest am Kohlenstoff, zwei Wasserstoffatome, ein freies Elektron) stabiler als Methylgruppe (kein Rest am Kohlenstoff, drei Wasserstoffatome, ein freies Elektron)
Halogenalkane
Halogenalkane Chlorethan dient als Vereisungsmittel Halothan (2 - Brom- 2chlor- 1,1,1 - trifluorethan) wirkt narkotisch fluorierte Kohlenwasserstoffe lösen Sauerstoff ----> Blutersatz chlorierte Kohlenwasserstoffe werden schlecht biologisch abgebaut Trichlormethan (Chloroform) DDT wichtig in Malariabekämpfung, verboten wg. Anreicherung im Fettgewebe
Katalysator
Katalysator ein Katalysator ist eine Substanz, die eine Reaktion beschleunigt, ohne sich selbst dabei zu verbrauchen der Katalysator senkt die Aktivierungsenergie die Edukte reagieren mit dem Katalysator und setzen ihn später wieder frei. Die Reaktion macht einen Umweg Katalysatoren im Körper (Enzyme und Ribozyme) ermöglichen viele Prozesse im Körper, die sonst nicht möglich wären, Reaktionsbeschleunigung von 107 möglich
Gleichgewichtskonstante, Massenwirkungsgesetz
Gleichgewichtskonstante, Massenwirkungsgesetz da im Gleichgewicht die Konzentrationen von Edukten und Produkten konstant sind, lässt sich eine Gleichgewichtskonstante K formulieren K= c(Produkte)/c(Edukte) mit c = Konzentration K ist auch der Quotient aus den Geschwindigkeitskonstanten k der Hin- und Rückreaktion, K = khin/krück für 2A +3 B ↔C + 4D also K = (c(C)c(D)4)/(c(A)2c(B)3) bei K = 1 liegen Produkte und Edukte in gleicher Konzentration vor bei K > 1 ist die Reaktion exergon (ΔG < 0) bei K < 1 ist die Reaktion endergon (ΔG > 0) das Massenwirkungsgesetz gilt bei eingestelltem Gleichgewicht, bei konstanter Temperatur und Reaktion im geschlossenen System die Gleichgewichtskonstante K ist temperaturabhängig
Stoffgemische
Stoffgemische Gemenge: mehrere Feststoffe Suspension: Feststoff und Flüssigkeit Emulsion: mehrere nicht ineinander lösliche Flüssigkeiten Aerosol: Flüssigkeit oder Feststoff und Gas
Nernst-Verteilungsgesetz
Nernst-Verteilungsgesetz Dieses Gesetz wird angewandt, wenn ein Stoff die Möglichkeit hat, sich in zwei verschiedenen, aneinandergrenzenden Phasen zu lösen. Klassischerweise ist eine der beiden Lösungsmittelphasen polar, die andere unpolar. Der Stoff geht nach dem Prinzip „Gleiches löst sich in Gleichem“ vor und sammelt sich vermehrt in der Phase an, die seinen eigenen Eigenschaften entspricht. Hat ein Stoff bei der Verteilung zwischen Diethylether und Wasser den Verteilungskoeffizienten K = 3, und die Volumina beider Phasen sind gleich, so gilt: Da Ether auf Wasser schwimmt und K definiert ist als Konzentration des Stoffes in der Oberphase (hier Diethylether) / Konzentration des Stoffes in der Unterphase (hier Wasser), bedeutet K = 3, dass sich der Stoff zwischen den beiden Phasen im Verhältnis 3 : 1 verteilt. Damit befinden sich drei Teile des Stoffes oben im Diethylether und ein Teil unten im Wasser, was gleichbedeutend ist mit 75 % des Stoffes sind gelöst im Diethylether und 25 % im Wasser. der Verteilungskoeffizient K ist temperaturabhängig und definiert als der Quotient aus der Konzentration des Stoffes in der Oberphase und der Konzentration des Stoffes in der Unterphase bei K = 1 löst sich der Stoff in Ober- und Unterphase zu gleichen Teilen bei K > 1 ist der Stoff in der Oberphase angereichert (hier Ether, also Stoff eher unpolar) bei K < 1 ist der Stoff in der Unterphase angereichert (hier Wasser, also Stoff eher polar)
Oxidation von Alkanen
Oxidation von Alkanen 2 CnH2n+2 + (3n+1) O2 ----> 2n CO2 + (2n+2) H2O Oxidation = Erhöhung der Oxidationszahl
Oktettregel, formale Ladung, Oxidationszahl
Oktettregel, formale Ladung, Oxidationszahl NH4 aufzeichnen. Oktettregel. Jedem Atom gehören die Bindungselektronen. Dann hat Stickstoff 8 Elektronen und somit Edelgaskonfiguration und Wasserstoff hat 2 Elektronen und ist ebenfalls glücklich. formale Ladung. Homolytisch trennen. Stickstoff steht in der 5. Hauptgruppe, hat aber nur 4 Elektronen, also ist die formale Ladung +1. Oxidationszahl. Heterolytisch trennen, wer die höhere Elektronegativität hat, bekommt die Bindungselektronen. Hauptgruppe 5 minus Elektronenzahl 8 ergibt Oxidationszahl -3 für den Stickstoff.
D/L-Nomenklatur
D/L-Nomenklatur Zucker und Aminosäuren werden nach D/L-Nomenklatur benannt längste Kohlenstoffkette senkrecht schreiben das am höchsten oxidierte C-Atom steht oben wenn der Rest rechts steht: D (dexter), wenn der Rest links steht: L (laevus = links) bei mehreren chiralen C-Atomen zählt das unterste siehe Mitschrieb Chemie 20/Zettel 2
Alkene
Alkene Alkene sind Kohlenwasserstoffe mit mindestens einer Doppelbindung für einfache Alkene gilt die allgemeine Summenformel CnH2n pro Doppelbindung und Cyclus fehlen 2 H-Atome zu CnH2n+2 die Position der Doppelbindung erhält eine möglichst niedrige Zahl; diese Regel ist wichtiger als die entsprechende Regel für Reste (Beispiel: 6,7-Dimethyloct-3-en) Alkene werden auch als ungesättigte Kohlenwasserstoffe bzw. als Olefine (= Ölbildner) bezeichnet Ethen ist ein Pflanzenhormon. Es beeinflusst Samenkeimung, Blütenentwicklung und die Reifung von Früchten. Daher soll man Bananen nicht mit anderem Obst gemeinsam lagern. veraltet gibt es auch die Bezeichnungen Ethylen für Ethen und Propylen für Propen. Doppelbindungen sind starr
Diffusion
Diffusion diffundiert ein Ion durch die Zellmembran, so wandert es passiv (ohne Energieaufwand) von einer Seite der Membran zur anderen, angetrieben vom Konzentrationsgradienten und dem elektrischen Feld (ergibt sich aus dem Membranpotenzial) lipophile Moleküle diffundieren so lange durch Membranen, bis ihre Konzentration auf beiden Seiten gleich ist Em - Ez = lz/gz lz = der Ionenstrom gz = die Membranleitfähigkeit Em = Membranpotenzial Ez = Gleichgewichtspotenzial über der Membran
Osmose, osmotischer Druck
Osmose, osmotischer Druck semipermeable Membran lässt nur Lösungsmittel durch das Lösungsmittel strebt von der Seite mit der niedrigeren Stoffkonzentration (niedriger osmotischer Druck) zur Seite mit der höheren Stoffkonzentration (hoher osmotischer Druck) je höher die Temperatur, desto höher der osmotische Druck Sind eine wässrige Salzlösung und reines Wasser durch eine semipermeable Membran voneinander getrennt, so wird der Flüssigkeitsspiegel der Salzlösung im Laufe der Zeit höher als der des reinen Wassers. Grund: Um den Konzentrationsausgleich herzustellen, fliesst Wasser (das Lösungsmittel) zur Salzlösung hinüber und erhöht damit deren Volumen. Dennoch bleibt die Salzlösung gegenüber dem Wasser aber IMMER hypertonisch und wird daher niemals isotonisch. Die Salzteilchen sind und bleiben ja nun mal da.
