Chemie für Mediziner (Fach) / AOC- und OC-Fragen (Lektion)

AOC- und OC-Fragen

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• Brönsted-Definition Der pH-Wert resultiert aus der H+-Ionen-Konzentration Säuren geben Protonen ab (Protonendonatoren) Basen nehmen Protonen auf (Protonenakzeptoren) "konjugierte" (-einander zugeordnete) Säure-Basen-Paare Ampholyte können als Säure und als Base reagieren.
• Mol-Berechnung Ein Mol eines Elements enthält 6,02 x 1023 Atome (Avogadro-Zahl) Ein Mol einer chem. Verbindung enthält 6,02 x 10^23 Moleküle. m (Gewicht in g) = c (des Stoffes in Mol/L) x M (Molare Maßes des Stoffes in g/mol) x V (Volumen der gegebenen Stoffmenge in L)
• Hauptgruppen im PSE gleiche Anzahl an Valenzelektronen (8 Valenzelektronen - "Oktettregel") äußere Schalen werden mit e- aufgefüllt
• Nebengruppen im PSE gleiche Valenzelektronenzahl e- werden in einer inneren Schale hinzugefügt es werden d- und f-Schalen aufgefüllt
• Gleichgewichtskonstante K K = Produkte/Edukte Beispiel: 4AB ⇒ 2A + 2B K = A2 + B2  /  AB4 K>1 Gleichgewicht auf der Seite der Produkte K<1 Gleichgewicht auf der Seite der Edukte
• pH-Wert für schwache Säuren/Basen pH = 1/2 x (pKs - lg c(Säure)) pOH = 1/2 x (pKb - lg c(Base)) pH = 14 - pOH
• Umrechnung Masse/Stoffmenge Stoffmenge n(mol) = Masse m(g) / molare Masse M(g/mol) c = n / V (in Liter)
• Henderson-Hasselbalch-Gleichung Puffergleichung: pH = pKs+ lg (konjugierte Base / Säure)
• Elementarteilchen der Atome Proton: +1 Neutron: 0 Protonen + Neutronen = Nukleonen (Kernteilchen) Elektron: -1 Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein (Pauli-Prinzip). Valenzelektronen befinden sich auf der äußersten Schale.
• Oxidationszahlen (OZ) elementarer Zustand = Null = Summe des Moleküls Metall-Ionen (und B, Si) -> positive OZ Wasserstoff: +I Sauerstoff: -II Halogene: -I
• Elemente des Lebens (Organische Chemie) C, H2, O2, N2
• Wasser (H2O) Dipolmolekül: H+ versus O- Autoprotolyse: Wasser ist ein Ampholyt! gewinkeltes Molekül: 104,4°
• Elektrolyse Anode: Elektrode an der die Oxidation stattfindet Kathode: Elektrode an der die Reduktion stattfindet
• Oxidation Abgabe von Elektronen
• Reduktion Aufnahme von Elektronen
• Reduktionsmittel Abgabe von Elektronen -> geringe Elektronenaffinität Elektronendonator wird selbst oxidiert.
• Pufferlösungen Pufferlösungen enthalten Stoffe (Puffersubstanzen), die dafür sorgen, dass sich bei Zugabe von Säuren oder Basen der pH-Wert einer Lösung nur wenig verändert. Das pH-Optimum einer Pufferlösung liegt bei pH=pKs (Äquimolarer Puffer) Bicarbonat-Puffer im Blut (das wichtigste Puffersystem des Körpers)
• Salzlösungen Dissoziation: Trennung der Ionen beim Lösungsvorgang Salze sind starke Elektrolyte Wasser als Lösungsmittel ⇒ Ausbildung einer Hydrathülle kleines Löslichkeitsprodukt
• Konstitutionsisomere gleiche Summenformel, aber unterschiedliche Strukturformel
• Konformationsisomere unterschiedliche Rotationsisomere z.B.: anti, gauche, ekliptisch (energetisch am höchsten)
• Elementare Reaktionstypen Substitution Addition (Hinreaktion) Eliminierung (Rückreaktion) Umlagerung
• Bindungsverhältnisse Atombindung (∼400 kJ/Mol): sp3-hybridisiert: Einfachbindung sp2-hybridisiert: Doppelbindung sp-hybridisiert: Dreifachbindung
• Titration Die allmähliche Zugabe... einer Base ⇒ Säure (Alkalimetrie) einer Säure ⇒ Base (Azidimetrie) Titration einer starken Säure: Äquivalenzpunkt(ÄP) = Neutralpunkt Titration einer schwachen Säure: ÄP > 7 (pH-Wert) Titration einer schwachen Base: ÄP < 7
• Van-der-Waals-Bindungen Schwache Anziehungskraft (∼5 kJ/mol) zwischen Teilchen ohne eine chemische Bindung einzugehen.
• Viskosität (Flüssigkeiten) nimmt mit steigender Temperatur ab nimmt mit steigendem Druck zu
• Wasserstoffbrückenbindung Dipol-Dipol-Wechselwirkung (∼40 kJ/mol) positiv polarisiertes H-Atom (Donator) negativ polarisiertes H-Atom (Akzeptor) Treten zwischen Wassermolekülen auf Beeinflussen den Siedepunkt einer Substanz Spielen in der DNA-Doppelhelix eine Rolle
• Normaldruck/ absoluter Nullpunkt Normaldruck bei 0°C und in Höhe des Meeresspiegels (Normalnull): 1,013 bar = 1013 hPa Absoluter Nullpunkt (0 Kelvin): -273,15 °C
• Reinstoffe Chemische Elemente und Verbindungen mit: definierten chemische Zusammensetzungen definierten physikalischen Eigenschaften: Schmelz-/Siedepunkt, Dichte, elektr. Leitfähigkeit, optische und chromatographe Daten
• homogene/heterogene Phase besteht ein Stoffsystem nur aus einer Phase (einem Aggregatzustand) -> homogen besteht es aus mehreren Phasen -> heterogen Der Stoff, der überwiegt, heißt Dispersionsmittel.
• Membranpotential Eine elektrische Potentialdifferenz (Spannung), die zwischen der Außen- und Innenseite einer Zellmembran besteht.
• Gesättigte Lösung Gleichmäßige Verteilung eines Feststoffes in einer Lösung. Gerade so, dass man den Feststoff nicht sehen kann.
• Molvolumen für Gase bei Normalbedingungen (0°C, 1013 mbar) 1 Mol entspricht 22,4 Liter
• Redoxreaktion Summe der aufgenommenen Elektronen.
• exotherm Wärme wird abgegeben. Maß ist die Enthalpiegröße
• endotherm Abkühlung, Wärmezufuhr nötig!
• exergon Reaktion läuft freiwillig ab.
• endergon Reaktion läuft nicht freiwillig ab.
• Offenes System Energie-/Stoffaustausch mit der Umgebung
• Geschlossenes System Energieaustausch mit der Umgebung aber kein Stoffaustausch mit der Umgebung.
• Sublimation Übergang vom festen in den gasförmigen Aggregatzustand
• Aggregatzustände Gasförmig: Teilchen bewegen sich in alle Richtungen des Raumes Flüssig: Beweglichkeit ist eingeschränkt Fest: Teilchen sind räumlich fixiert; max. Schwingungen möglich; Zustand höchster Ordnung (z.B. Kristallgitter)
• Koordinative Bindung Beide Bindungselektronen stammen von Liganden Die Zahl der Liganden-Bindungsplätze am Zentral-Ion wird Koordinationszahl genannt
• Ionenbindung Metall + Nichtmetall (ungerichtete Bindung ∼200 kJ/mol) Kationen: wenig Valenzelektronen, Elektronenabgabe positiv geladen Anionen: Elektronenaufnahme negativ geladen Typische Ionenbindungen liegen in Kristallen anorganischer Salze vor Die Bindungskraft wird mit steigender Temperatur gelöst Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität Tendenz zur Ionenbindung ⇒ Elektronegativität (EN) zwischen den Bindungspartnern möglichst hoch
• Metallische Bindung Anziehungskräfte zwischen Atomen auf Grund von delokalisierten Valenzelektronen: regelmäßiger Aufbau neigen zu Kristallisation glänzen an der Oberfläche gute Wärmeleitfähigkeit leiten den elektrischen Strom
• Oktettregel Das Bestreben von Atomen, beim Ausbilden einer chemischen Bindung zu acht Valenzelektronen zu kommen. -> Edelgasregel
• Radioaktivität Halbwertszeit: t1/2 Radioisotope: s. Tracer-Methode, Radiocarbon-Methode Elemente zerfallen ohne äußeres Zutun unter Aussendung von Strahlung: α-Strahlung: positiv geladene Heliumkerne β-Strahlung: Elektronenzerfall eines Neutrons in P+ und e- γ-Strahlung: energiereiche elektromagnetische Strahlung
• Chemische Elemente Ein chemisches Element besteht nur aus Atomen mit der gleichen Ordnungszahl. Manche Elemente setzen sich aus unterschiedlichen Isotopen zusammen.
• Löslichkeitsprodukt LP = [A]x x [B]y
• Wichtige Säuren Chlorwasserstoff (Salzsäure): HCL - einprotonig - starke Säure Salpetersäure: HNO3 - einprotonig - starke Säure Schwefelsäure: H2SO4 - zweiprotonig - starke Säure Phosphorsäure: H3PO4 - dreiprotonig - mittelstarke Säure Essigsäure (Ethansäure):C2H4O2 - einprotonig - schwache Säure Schwefelwasserstoff: H2S - zweiprotonig - schwache Säure Kohlensäure: H2CO3 - zweiprotonig - schwache Säure Blausäure: HCN - einprotonig - sehr schwache Säure Salze der Säuren in der höchsten Oxidationsstufe (mit meisten O-Atomen) ⇒ - at Salze der Säuren in der niedrigeren Oxidationsstufe (1 O-Atomen weniger) ⇒ - it Salze der Säuren, die nur aus 2 Elementen (H2S, HCL) zusammengestetzt sind ⇒ -id
• pH-Wert-Berechnungen für starke Säuren/Basen pH = -lg c (Säure) pOH = -lg c (Base) pH = 14 - pOH pKs = -lg Ks pKs + pKb = 14 Je geringer die Differenz zwischen pH-Wert und pKs desto saurer die Säure.

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