Chemie für Naturwissenschaftler (Fach) / Chemie bei Fasting (Lektion)

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• Dispersionskräfte Induktion eines Dipolmomentes durch Bewegungen innerhalb der Elektronenhülle Je größer die Elektronenhülle ist, desto größer ist diese Wechselwirkung (Polarisierbarkeit) 
• Wasserstoffbrücken -  Wechselwirkungen zwischen aciden H-Atomen eines Moleküls und freien Elektronen- paaren stark elektronegativer Atome (F, O, N) -  Wasserstoffbrücken können intramolekular (Beispiel: Maleinsäure) oder intermolekular (Beispiel: Wasser) auftreten.  -  Sie sind für viele Eigenschaften chemischer Verbindungen verantwortlich (hoher Siede- punkt des Wassers im Vergleich zu H2S, in dem kaum H-Brücken ausgebildet werden). -  Stärke von Wasserstoffbrückenbindungen liegt im Bereich bis zu 40 kJ mol-1. -  Die Löslichkeit einer Reihe von Stickstoff- und Sauerstoffverbindungen beruht auf der Ausbildung von Wasserstoffbrücken. 
• Bedeutung von Wasserstoffbrücken -  Bestimmen die räumliche Struktur von Proteinen und Enzymen -  Helixstruktur der DNA wird durch Wasserstoffbrücken bestimmt -  Knüpfen und Öffnen von H-Brücken sind chemische Grundprozesse biologischer Vor- gänge wie Zellteilung und Proteinsynthese. 
• Hydrophobe Wechselwirkungen -  Assoziierung hydrophober Moleküle in polarer Umgebung (Mizellenbildung) -  sehr kleine Wechselwirkungen (Bindungsenergien um 10 kJ/mol) -  sind u.a. für die Konformation von Proteinen verantwortlich (hydrophile Gruppen nach außen, hydrophobe nach innen) -  hydrophobe Wechselwirkungen können mit Hilfe der Gibbs-Helmholtz-Gleichung quantitativ erfaßt werden  -  Mizellen stellen einen Zustand höherer Ordnung im Gesamtsystem dar, d.h. die Entropie nimmt ab (Entropie = Maß für den Grad der "Unordnung" in einem System). -  Konsequenz: "Verbrauch" freier Energie -  biologische Bedeutung: Ausbildung von Lipid-Membran-Doppelschichten, Emulgatoren (Stoffe mit hydrophilen und lipophilen Gruppen), neben H-Brücken verantwortlich für die Tertiärstruktur von Proteinen 
• Metallische Bindung -  ist nur im festen oder flüssigem Aggregatzustand möglich -  wird von Elementen mit wenig Valenzelektronen gebildet (unbesetzte Atomorbitale sind vorhanden) -  für die Erklärung werden Gitter aus positiv geladenen Atomrümpfen angenommen, wäh- rend die Valenzelektronen nicht mehr einzelnen Atomen zugeordnet werden können -  Die Valenzelektronen halten sich in Molekülorbitalen auf, die durch Linearkombination vieler Atomorbitale entstehen. Sie sind über den gesamten Kristall delokalisiert. -  Die Wechselwirkungen sind nicht gerichtet. -  Die Vielzahl der energetisch eng beieinander liegenden Energieniveaus ist meßtechnisch nicht mehr unterscheidbar, man spricht von Energiebändern. -  Bei Metallen überlagern sich die Bänder eines Hauptquantenzustandes. 
• Katalysatorwirkung Katalysatoren haben keinerlei Einfluß auf die Gleichgewichtslage. Katalysatoren führen nur zu einer schnelleren Einstellung des Gleichgewichts. Sie begüns- tigen Hin- und Rückreaktion gleichermaßen. 
• Oxidation Prozeß, bei dem einem Atom Elektronen entzogen werden Reaktion, bei der die Oxidationzahl eines Atoms erhöht wird 
• Reduktion Prozeß, bei dem einem Atom Elektronen zugeführt werden Reaktion, bei der die Oxidationszahl eines Atoms erniedrigt wird 
• Oxidationsmittel Substanz, die dem Reaktionspartner Elektronen entzieht und damit selbst reduziert wird 
• Reduktionsmittel Substanz, die an den Reaktionspartner Elektronen abgibt und damit selbst oxidiert wird. 
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• Oxidationszahlen - Ladungen oder fiktive Ladungen, die den Atomen einer Verbindung nach bestimmten Regeln zugewiesen werden. Sie werden durch römi- sche Ziffern gekennzeichnet. In einatomigen Ionen ist die Ionenladung gleich der Oxidationszahl des Elementes 
• Unterschied zwischen Formatladung und Oxidationszahl Formalladung: Teilung des Elektronenpaares zwischen den Reaktionspartnern  Oxidationszahl: Zuordnung der Bindungs- elektronen zum elektonegativeren Partner 
• Was sind Alkane? Verbindungen die nur aus Kohlenstoff und Wasserstoff bestehen, u.A. Methan

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