Chemie (Fach) / Anorganische Chemie (Lektion)

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• Protolysegrad alpha Der Protolysegrad alpha gibt das Verhältnis aus der Konzentration der protolysierten Säureteilchen und drr Konzentration aller Säureteilchen an bei starken Säuren liegt alpha nahe 1 ( fast vollständige Protolyse), bei schwachen Säuren nahe 0,01 ( oder noch kleiner, fast gar keine Protolyse
• Ostwald'sches Verdünnungsgesetz Speziell bei schwachen Säuren (aber auch bei allen anderen ionischen Stoffen, die sich unter Zerfall in Ionen (Dissoziation) lösen) hängt der Protolysegrad stark von der Konzentration ab: Je stärker die Säure verdünnt wird, desto stärker protolysiert sie.
• Berechnung von Basen unter 10 hoch-7 M verursacht durch nivellierenden Effekt und Die Autoprotolyse von H2O liegt der pH-Wert bei solch kleinen Konzentrationen (unter 10-7 mol/l) bei pH =7
• Verdünnen von Lösungen stärker Säuren und Basen beim Verdünnen einer starken Säure mit reinem Wasser ändert sich der pH-Wert, denn die Konzentration der starken Säure/ Base nimmt ab. allgemein gilt: Beim Verdünnen der Lösungen einer stärken Säure oder Base nähert Sich der pH Wert pH=7, bei Säuren steigt der pH Wert zu 7 hin, bei Basen fällt er zu 7
• Nivellierender Effekt sehr starke Säuren protolysieren in H2o zu fast 100% d.h. in Wasser gelöst kommt zB HClO4 gar nicht vor, sondern es liegen H3O+- Ionen und ClO4- Ionen vor. in Lösungen starker Säuren ist also nicht die Säure selbst vorhanden, sondern H3O+ ist die stärkste in H2O existente Säure, daher haben gleich konzentrierte Lösungen starker Säuren alle den gleichen pH Wert  dementsprechend ist das OH- Ion die stärkste in H2O existente Base, Lösungen starker Basen sind also alle gleich basisch  die Wirkung von H2O die Säurestärke starker Säuren auf die Acidität von H3O+ zu begrenzen und die Basenstärke von starken Basen auf die Basizität von OH- heißt nivellierender Effekt 
• Säurestärke von Elementwasserstoffsäuren bei Elementwasserstoffsäuren ist der saure Wasserstoff, der als H+-Ion abgespalten wird, direkt ans zentrale Element gebunden innerhalb einer Hauptgruppe des PSE nimmt die Säurestärke der Elementwasserstoffsäuren von oben nach unten zu Ursache ist Zunahme des Ionenradius des Elements, mit zunehmender Ordnungszahl, dadurch nimmt die Coulombanziehung zwischen dem H+-Ion und dem Elementanion ab, das H+- Ion wird also leichter abgespalten, die Säurestärke nimmt zu, der pKs-Wert ab innerhalb einer Periode nimmt die Säurestärke der Elementwasserstoffsäuren von links nach rechts zu, weil die EN des Elements zunimmt und die Bindung zum H-Atom stärker polarisiert wird
• Säurestärke der Elementsauerstoffsäuren/ Oxosäuren bei Elementsauerstoffsäuren ist der saure Wasserstoff H+über ein O-Atom ans zentrale Element gebunden innerhalb einer Hauptgruppe nimmt die Säurestärke von oben nach unten ab, denn durch die Abnahme der EN des zentralen Elements wird die Bindung zum H-Atom weniger stark polarisiert  innerhalb einer Periode nimmt die Acidität von links nach rechts zu, da auch die EN des Zentralatoms steigt bei unterschiedlichen Säuren vom gleichen Element nimmt die Säurestärke mit steigender Zahl an O-Atomen zu, da einerseits die O-Atome eine recht hohe EN haben und andererseits die Anionen der Säuren besser mesomeriestabilisiert sind 
• Neutralisation Die Reaktion einer Säure und einer Base zu Salz und H2O
• Die stärkere Säure vertreibt die schwächere Säure aus ihren Verbindungen Gibt man eine Säure zu einem Salz, so kann die Säure ihr H+-Ion auf das Anion des Salzes übertragen, die neue Säure ist aber nur stabil, wenn sie schwächer ist, als die alte Säure
• S/B-Verhalten von Salzen Salze entstehen in einer Neutralisation, die entstehende Salzlösung hat aber nicht unbedingt pH=7, sondern sie kann auch basisch oder sauer reagieren.  Um zu entscheiden, wie ein Salz in H2O reagiert, überlegt man sich, welche Säure und welche Base miteinander umgesetzt wurden, um das Salz zu bilden, das Salz übernimmt dann einfach die stärkere Säure-oder Baseneigenschaft der Edukt-Säure oder Eduktbase.
• S/B-Verhalten von Salzen mit protolysefähigem H+ Allgemein: Alle Hydrogensulfate (Salze mit HSO4- )reagieren in H2O stark sauer allw Dihydrogenphosphate reagieren in Wasser sauer alle Hydrogenphosphate reagieren in H2O basisch alle Hydrogencarbonate reagieren in H2O basisch alle Hydrogensulfide reagieren in H2O basisch
• Puffer Sind Gemische aus einer schwachen (manchmal mittelstarke) Säure und einem Salz, das das korrespondierende Anion (ein H+ weniger) der schwachen Säure enthält ( oder schwache Base mit Salz, das das korrespondierende Kation enthält)
• Funktion von Puffern Ein Puffergemisch hält bei Zugabe von Säuren oder Basen den pH Wert einer Lösung ungefähr konstant bsp pH Wert von Blut bei 7,4 +- 0,3 / der Boden pH-Wert ist stark gepuffert 
• Typische Puffergemische Der pHWert eines Puffergemischs kann in Abhängigkeit von der Art der Puffersäure(-base) ungefähr gewählt werden, der pH-Wert liegt immer nahe beim pKsWert der Puffersäure  saure Puffer pH circa 4,75 neutraler Puffer pH circa 7 basischer Puffer pH circa 9,25
• Verdünnen von Puffergemischen Im Gegensatz zu starken Säuren und Basen (aber auch bei schwachen Säuren und Basen) ändert sich der pH-Wert eines Puffergemischs beim Verdünnen mit H2O nicht.  Ursache ist dass sich weder die gelösten Stoffmengen noch die Konzentrationsverhältnisse beim Verdünnen ändern.
• Titration Ein maßanalytisches Verfahren zur quantitativen Analyse, d.h. Man benutzt das verbrauchte Volumen einer sog. Maßlösung  (bis ein Indikator das Reaktionsende anzeigt), um die Konzentration oder Stoffmenge eines in Lösung befindlichen Stoffes zu bestimmen  da in Lösung bekannte Reaktion abläuft lässt sich an der Menge der verbrauchten Maßlösung an der Reaktionsgleichung die Konzentratioj des gesuchten Stoffes berechnen
• S/B- Titration Man möchte Stoffmenge oder Konzentration einer Säure-oder Basenlösung bestimmen, man weiß nur nicht wie viel derjenigen Säure/Base enthalten ist  mit bekanntem Indikator in Basen-Maßlösung wird Säurelösung titriert  am Endpunkt der Titration (Äquivalenzpunkt) schlägt die Farbe des Indikators um, die Titration wird abgebrochen, Verbrauch an Maßlösung notiert  über Verbrauch und Konzentration der Maßlösung lässt sich bei bekannter Reaktionsgleichung die Konzentration/ Stoffmenge in der unbekannten Analyselösung berechnen
• Neutralpunkt (Titration) NP, liegt immer bei pH=7
• Äquivalenzpunkt (Titration) ÄP, liegt ungefähr in der Mitte des steil ansteigenden/ abfallenden Stückes der Kurve  am ÄP wurde alle Säure/ Base durch Base/Säure neutralisiert, es liegt nur noch das Salz und H2O vor  er kann im sauren und basischen liegen, muss nicht bei pH=7 liegen
• Halbäquivalenzpunkt (Titration) am HÄP wurde die Säure oder Base genau zur Hälfte neutralisiert, die andere Hälfte liegt noch vor, man erhält also ein 1:1 Gemisch aus einer schwachen Säure und ihrem Anion, also einen 1:1 Puffer mit pH=pKs. Um den HÄP ändert sich der pH-Wert kaum, denn es liegt ein Puffergemisch vor 
• Pufferbereich (Titration) Der Bereich von +- 1 um den pKs Wert herum, also um den HÄP herum. 
• Pufferkapazität (Titration) Die Menge an Säure oder Base, die man zu einem Puffer hinzugeben kann, ohne dass sich der pH Wert um mehr als 1 ändert, ist bei pH=pKs (also beim HÄP) am größten 
• Indikatoren Indikator ist selbst eine schwache Säure/ Base, die je nach Protonierungszustand andere Farbe hat  der Indikator sollte möglichst so ausgewählt werden, dass sein Umschlagspunkt möglichst dicht am ÄP geht, allerdings wird man bei der Auswahl des Indikators nie genau den ÄP treffen, denn man kann ihn in Voraus ja nur abschätzen es reicht aber auch, wenn der Indikator im Indikatorbereich umschlägt, d.h. Im steilen Stück um den ÄP herum denn hier ist die Volumen abweichung vom ÄP sehr klein und vernachlässigbar
• Elektrochemische Spannungsreihe - Richtung von Redoxreaktionen Fast alle Elemente können in einer oxidierten und einer reduzierten Form vorliegen, am einfachsten ist dies bek Metallen ersichtlich in welcher Form das Metall bevorzugt vorliegt, hängt von seinem edlen oder unedlen Charakter ab, der sich wiederum auf das Verhältnis des Lösungsdrucks ( Bestreben, in die oxidierte Form überzugehen) und des Abschiebedrucks ( Bestreben, wieder in die reduzierte Form überzugehen) zurückführen lässt edle Metalle (höherer Abschiebedruck) liegen lieber in der reduzierten Form vor unedle Metalle (höherer Lösungsdruck) liegen lieber in der oxidierten Form vor  eigentliches Kriterium für den Charakter ist Redoxpotential mit Sortierung in der elektrochemischen Spannungsreihe zur Redoxreaktion kann es nur kommen, wenn ein unedleres Element in seiner reduzierten Form auf ein edleres Element in seiner oxidierten Form trifft , das unedlere Element wird dann oxidiert ( weil es e- abgibt), das edlere Element wird reduziert (weil es duese e- aufnimmt)
• Normal-H-Halbzelle NHZ Eine Normal-H-Halbzelle dient der Messung des Potentials eines Elements. Dazu kombiniert man, elektrisch leitfähig verbunden, eine NHZnmit einer Metallhalbzelle, um deren Potential zu messen. Die Normal-H-Halbzelle hat selbst (per Definition) ein Potential von 0 Volt, die gemessene Spannung ist also das Potential der Metallhalbzelle 
• Galvanische Elemente Dienen der Stromerzeugung durch Kombination zweier Halbzellen, sie sind also Batterien  eine Halbzelle besteht aus einer Metallelektrode, die in eine entsprechende Metall-Salz-Lösung eintaucht  es fließen e- von der unedleren Halbzelle zur edleren Halbzelle, die unedle Elektrodenlöst sich langsam auf, die edlere wird schwerer, die Metallionenkonzentration in der unedleren Halbzelle nimmt zu, in der edleren nimmt sie ab
• Elektrolyse Ist die Umkehrung eines galvanischen Elements, d.h. Man erzeugt so nicht Strom, sondern man zersetzt eine salzhaltige Lösung durch Anlegen einer äußeren Spannung und damit entstehenden Stromfluß  im Vergleich zum Galvanischen Element sind bei der Elektrolyse Anode und Kathode vertauscht (Anode Pluspol/ Kathode Minuspol)
• Galvanisieren Die elektrolytische Erzeugung eines metallischen Überzugs
• H als Reaktionspartner bei Redoxreaktionen H trennt unedle Metalle der Spannungsreihe von edlen Metallen und ist daher edler als alle unedlen, daher kann H+ , mit unedlen Metallen reagieren trifft H+ auf ein unedles Metall in seiner reduzierten Form, so wird H+ zu H2 reduziert und H2 Gas steigt auf, gleichzeitig wird das Metall zu Metallkationen oxidiert und löst sich auf  H+ Ionen treten in H2O und Säuren auf, daher lösen sich unedle Metalle in den meisten Säuren und z.T. Sogar im Wasser auf, wobei sich gleichzeitig H2-Gas entwickelt  damit lösen sich also unedle Metalle in (nichtoxidierenden) Säuren, wie HCL auf, edle Metalle (zB Cu, Ag)lösen sich in HCL dagegen nicht auf
• Passivierung Wider Erwarten lösen sich einige der unedlen Metalle nicht in oxidierenden Säuren oder in H2O auf, denn sie werden passiviert: sie überziehen sich mit einer dünnen Oxidschicht, die die weitere Oxidation verhindert Al: wird von kaltem H2O und HNO3 nicht angegriffen, wird von HCl oder Basen dagegen aufgelöst Zn: wird von H2O nicht angegriffen, dagegen von Basen und Säuren Sn: wird von H2O und schwachen Säuren/ Basen nicht aufgelöst, wohl aber von starken Säuren und Basen Cr: wird von H2O nicht angegriffen, von Säuren teilweise ( hängt von Säure ab) dagegen lösen sich diese Metalle häufig in starken Basen auf, denn hier entstehen wasserlösliche Komplexe, die passivierende Schicht kann sie nicht aufbauen
• Lewis Säure-Base Theorie Nach Lewis sind Säuren (Lewis- Säuren) e-Paar Akzeptoren, Basen (Lewis- Basen) sind e-Paar Donatoren 
• Lewis Säuren Stoffe mit einer unvollständig besetzten äußeren e- Schald, d.h. Sie haben kein e- Oktett, sondern nur ein e- Sextett( oder noch weniger e- in Außenschale)  die Lewis-Säuren haben also eine e-Paar-Lücke  ( oder sogar mehrere) die durch das freie e-Paar eines anderen Teilchens gefüllt werden kann
• Lewis- Basen Stoffe mit freiem e-Paar, diese Lewis-Basen stellen der Lewis-Säure ihr freies e-Paar zur Verfügung, um deren Lücke zu füllen  eine Lewis-Säure-Base-Reaktion kommt also zustande, indem die Lewis-Base mit ihren freien e-Paar die Lückender Lewis Säure auffüllt die Lewis-Säure ist also elektrophil (e-liebend) die Lewis Base ist nucleophil (positive Ladung liebend) alle Lewis Basen haben zumindest ein freies e-Paar und könnend damit batürlich auch ein H+Ion aufnehmen, damit sind alle Lewis Basen gleichzeiti auch Bronsted Basen
• Komplexchemie Eine Komplexverbindung besteht aus einem Zentralatom oder Zentralteilchen und einem oder mehreren Liganden, die über eine Komplexbindung (=koordinative Bindung) relativ locker an das Zentralteilchen gebunden sind und es gleichmäßig umgeben  als Zentralatom treten fast immer Nebengruppenmetalle auf, selten auch Hauptgruppenmetalle, Komplexchemie ist die Chemie der Nebengruppen liganden haben immer mindestens ein freies e-Paar, sie sind meist Anionen z.T. Sind sie aber auch elektrisch neutral 
• Zähnigkeit eines Liganden Die Zähnigkeit eines Liganden gibt an, wie viele Komplexbindungen überf freie e-Paare ein Ligand zum Zentralatom des Komplexes ausbilden kann 
• Dissoziation &Dissoziationsgrad Dissoziation ist die Auftrennung eines Stoffes in Ionen, meist beim Lösen des Stoffes in Wasser  gibt man zB NaCl in H2O, so dissoziiert es in Na+ und Cl- Ionen  der Dissoziationsgrad alpha gibt Ausmaß dieser Dissoziation an  starke Elektrolyten sind Stoffe, die in H2O fast vollständig dissoziieren, d.h.  Alpa=1 ( starke Säuren, starke Basen, leichtlösliche Salze) schwache Elektrolyten sind Stoffe, die kaum dissoziieren dh alpha=0,01 ( oder kleiner, schwache Säurenund Basen, schwerlösliche Salze) Protolysegrad alpha ist Spezialfall bezogen auf die Abgabe von H+ Ionen durch eine Säure Lösungen die Ionen enthalten zeigen elektrische Leitfähigkeit, Lösungen schwacher Elektrolyte haben nur eine geringe Leitfähigkeit, bei starken Elektrolyten ist die Leitfähigkeit wesentlich höher auch reines Wasser ist schwacher Elektrolyt durch Autoprotolyse, normales Leitungswasser hat wesentlich höhere Leitfähigkeit durch die enthaltenen Ionen (-> Wasserhärte) und reagiert durch den Gehalt von CO2 leicht sauer 
• Redoxchemie Ist die Chemie der e- Übertragungen von einem Stoff auf einen anderen Stoff 
• Oxidation Abgabe von e- / Erhöhung der Oxidationszahl Zufuhr von O/ Entzug von H
• Reduktion Zufuhr von e-/ Erniedrigung der Oxidationszahl Entzug von O/ Zufuhr von H 
• Oxidationsmittel Stoff der einem anderen Stoff e - entzieht, diesen Stoff dabei oxidiert und selbst reduziert wird bsp MnO4- / F2 / Cl2/ Br2/ I2... ( tendenziell im PSE rechts)
• Reduktionsmittel Stoff der einem anderen Stoff eigene e- überträgt, diesen Stoff dabei reduziert und selbst oxidiert wird -> e- Donator  H2/ Zn/Mg/ Na//K .. (Im PSE tendenziell links)
• Maximale Oxidationszahl Bei Hauptgruppenelementen entspricht die maximale OZ der Hauptgruppennummer
• Beständigkeit der Oxidationsstufe Bei Hauptgruppenelementen der Gruppen 3-7 nimmt die Beständigkeit hoher Oxidationsstufen mit steigender Ordnungszahl ab, bei Nebengruppenelementen zu innerhalb einer Periode nimmt bei den Hauptgruppenelementen der Gruppen 3-7 die Beständigkeit hoher OZ ab 
• Redoxdisproportionierung Eine Disproportionierung ist eine Redoxreaktion, bei der ein Stoff, in dem ein Element in einer OZ vorliegt, sowohl oxidiert als auch reduziert wird, sodass das Element nach der Reaktion in einer höheren und einer tieferen OZ vorliegt 
• Redoxsynproportionierung/ Redoxkomproportionierung Eine Redoxsynproportionierung ist eine Reaktion, bei der ein Element, das in zwei unterschiedlichen OZ vorliegt, gleichzeitig oxidiert und reduziert wird, sodass es nach der Reaktion nur noch in einer OZ vorkommt 
• Oxidationsschmelze Wird herangezogen, wennStoffe schlecht wasserlöslich sind/ sie in der aktuellen Oxidationsstufe kaum nachweisbar sind & sich die Stoffe zusätzlich schwer oxidieren lassen  die Substanz wird mit KNO3 und Soda Na2CO3 gemischt und auf eine Magnesiarinne gegeben und in Bunsenbrennerflamme glühen bis geschmolzen, KNO3 dient als Oxidationsmittel, das Na2CO3 ist der O-Lieferant, denn bei Temperaturen um 1000 Grad kann H2O nicht zun Ausgleich eingesetzt werden 
• Wesen der Komplexbindung Eine Komplexbindung (=koordinative Bindung) funktioniert ähnlich einer Bindung nach der Lewis S/B Theorie, das Zentralatom ist Lewis-Säure mit e- Paar Lücken, die von dem Liganden mit ihren freien e-Paaren gefüllt werden. Damit erreicht das Zentralatom Edelgaskonfiguration nach der 18e- Regel
• Koordinationszahl eines Zentralatoms Die Koordinationszahl eines Komplexes gibt an, wie viele Komplexbindungen insgesamt vom Zentralatom zu seinem Liganden ausgehen bzw wie viele Atome das Zentralatom direkt umgeben
• Chelatkomplexe Sind Komplexe mit mehrzähnigen Liganden dh der Ligand bildet zum gleichen Zentralatom mehrere Komplexbindungen chelatkomplexe sind aus mehreren Gründen fast immer wesentlich stabiler als gewöhnliche Komplexe  chelateffekt: bei der Bildung eines Chelatkomplexes steigt im Gegensatz zu Komplexen mit einzähnigen Liganden) die Entropie, denn die Teilchenzahl nimmt insgesamt zu Chelatliganden binden mehrfach und damit fester an Zentralatom
• Donoratome/ Chelatoren Ein Donoratomnist ein Atom mit einem freien e- Paar, das damit fähig ist eine koordinative Bindung auszubilden  damit Molekül als Komplexligand funktionieren kann muss es mindestens ein Donoratom besitzen  damit ein Molekül als Chelatligand/ Chelator dienen kann muss es mindestens zwei Donoratome besitzen, die durch mimdestens zwei weitere Atome voneinander getrennt sind 

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