Salz: AmBn (fest) mA > mAn+

Stoffmengen / Konzentration:
N = m/M | c = n/V | Normalität Mol * Wertigkeit
Mol: 1 mol O2 = V: 22,4 L O2 = M: 32 g O2
Normalität: 0,5 N (2 Protonen) <-> 0,25 Mol
Massenwirkungsgesetz:
Allg.: aA + bB <-> cC + dD : K=Cc x Dd / Aa x Bb
K> 1 – Gleichgewicht Produktseite / exotherm
K< 1 – Gleichgewicht Eduktseite / endotherm
Prinzip von Le Chatelier
Reine Stoffe und Stoffgemische: Besteht ein
System nur aus einer Phase ist es homogen
aus mehreren Phasen heterogen.
Säure / Base:
(sta/sta) PH= -log[molS] POH= -log[mol B] (ph!)
(sch/sta) PH= ½ (pks –log[mol S])
pks + pkb = 14
pKs = -log Ks | pKb = - log Kb
Säuren geben Protonen ab, sie sind
Protonendonatoren - Basen nehmen Protonen auf
sie sind Protonenakzeptoren. Ampholyte können
beides bilden. Der Protonenfluss geht immer
von der stärkeren Säure zum Anion der schwäch.
Säure. Stärkere Säure verdrängt die
schwächere aus ihrem Salz! Lewis Theorie:
Säuren sind Elekt.-paarakzeptoren, Basen El.donatoren, L-Säuren haben E-Lücken & streben
nach Edelgaskonfig.
Osmose:
Stoffverhältnis berücksichtigen (Gesamt Teile)
Osmose-P= GT x mol[Gemisch] x R (geg.) x T (K)
Reaktionswärme (Enthalpie):
∆H<0
exotherm, Wärmeabgabe
∆H>0
endotherm, Wärmeaufnahme
Salz: Hydratationse. > Gitterenergie = exotherm
Unordnung (Entrophie):
SS < SF < SG | SReinstoff < SGemisch | steigt b. irrev.
Gibbs-Helmholtz-Gleichung: ∆G0=∆H – T * ∆S
∆G<0
exergonisch, freiwillig, GW: Produkte
∆G>0
endergonisch, nicht freiwillig, Edukte
∆G ist die maximale Arbeit, die bei einer
Reaktion geleistet werden kann!
Komplexe:
durch Verdünnen einer Metallsalzlsg wird
Potential negativer > die Reduk.-kraft nimmt zu
Metallkomplexe: Lewis-Säure = Akzeptor
(Zentralion), Lewis-Base = Donator (Ligand)
bildet koordinative Bindungen aus (beide evom Liganden)
Koordinationsz.= Anz. d. Ligandenbindungsplätze
Aquaokomplexe: hydratisierte Metallionen mit
Wassermolekülen als Liganden
Zerfallskonstante = 1/Bildungskonstante
Inert: sehr langsamer Zerall von Komplexen
Chelat-Effekt: mehrzähnige Liganden sind
stabilder, wegen Entropiezunahme
wird umso
größer je mehr Donator-Atome ein Chelator hat
(EDTA stabil!)
Chelatoren können Löslichkeit
beeinflussen
Komplexbildungskonstante: gibt Stabilität an
aus MWG abgeleitet
Anionische Komplexe: Gegenion –Anzahl
Liganden – Name Ligand – Name Zentralion (lat.)
– Oxidationszahl Kationische / neut. Kompl.:
Anzahl Ligand – Name Ligand – Name Zentralion
(deutsch) – Oxidationszahl – Gegenion
Liganten: Ag:2 | Cu, Pt, Zn:4 | Co, Fe, Al:6
Zähnig:EDTA:6| Ethylendiamin,Glykol,Glycerin:2
Form
Name
Form
Name
H 2O
Aqua
NH3
Ammin
CO
Carbonyl
NO
Nitrosyl
F–
Fluoro
ClChloro
Br
Bromo
I
Iodo
OHHydroxo
CNCyano
OCN
Cyanato
SCN
Thiocyanato
S2O3
thiosulfato
NO3
Nitrato
[Cu(NH3)4]Cl2
Tetramminkupfer(II)-chlorid
2
[Fe(H2O)6] (SO4)3
Hexaquaeisen(III)-sulfat
[Ni(CO)4]
Tetracarbonylnickel(0)
Trinatriumhexacyanatoferrat(III)
Na3[Fe(CN)6
Trinatriumdithiosulfatoargentat(I)
Na3[Ag(S2O3)2]
Dikaliumtetrachloroplatinat(II)
K2[PtCl4]
Lösungen:
Man spricht von echten Lösungen wenn der gelöste Stoff niedermolekular und klein ist. Bei kolloidalen Lösungen sind Makromoleküle gelöst. Die Löslichkeit eines Gases nimmt mit steigendem
Druck zu und mit steigender Temperatur ab.
Salze | Löslichkeit | Fällung:
Fällung
Fällungsreaktionen: Ein Salz fällt aus seiner Lösung aus, sobald
das Produkt der Ionenkonzentrationen größer als das Löslichkeitsprodukt wird. Dies kann man gezielt für Fällungsreaktionen nutzen,
in deren Verlauf sich schwerlösliche Niederschläge bilden. Beispiele:
NaCl+AgNO3 AgCl+NaNO3
Der gebildete Niederschlag kann eindeutig als AgCl identifiziert
werden, wenn er sich in verdünnter Ammoniaklösung wieder
auflöst. Es entsteht der Diamminsilberkomplex.
Diamminsilberkomplex Ba2+-Ionen lassen
sich durch Zugabe einer Natriumsulfatlösung
Natriumsulfatlösu
nachweisen. SO42-Ionen durch
urch Zugabe einer Bariumchloridlösung. In beiden fällen
entsteht schwerlösliches Bariumsulfat. Schwermetallionen (Ag+,
Pb2+, Cu2+) bilden mit H2S schwer lösliche
lös
Sulfide
Löslichkeitsprodukt:: Je kleiner -> schwerer löslich.
Titration:
Neutralisationsformel: c1V1W1 = c2V2w2
Neutralpunkt: ph7 (bei sta/sta = ÄP)
Äquivalenzpunkt: V x Mol[sub] gleiche
Menge beider Stoffe (s. PH-Wert
Wert Formel)
HalbÄP: PH = pKs Indikatorbereiche:
Methylorange 3,5 – 4,7 Ph
EDTA = Komplexe | Lackmus 5 – 7 Ph
Brommethylblau 6,6 – 7,7 Ph
Phenolphtalein 8,8 - 10,1 Ph
Salz: AmBn (fest) <->
> mAn+(aq) + nBm-(aq)
Mol Lös.: ML = m+n
Indikatoren:
0
() / +, - ./ Wir eine zweite ionisch aufgebaute Verbindung hinzugefügt, die mit
dem schwerlöslichen Salz ein gemeinsames Ion hat: Konzentration
dieses Ions aus der schwerlöslichen Verbindung wird weggelassen,
nur die Konzentration aus der gut löslichen Verb. Wird angegeben,
wenn sich mehrere schwer lös. Salze bilden
bild
fällt das Salz mit der
geringsten molaren Löslichkeit zu erst aus.
Löslichkeitsprodukt: KL = [A b-] a x [B a+] b
Bei der Hydratation von Ionen wird Energie frei. Teilchenradius:
Kleine Ionen sind im Hydratisierten Zustand größer als große Ionen
im hydratisierten Zustand.
pKs
-6
-3
-1,7
-1,3
1,9
2,0
4,8
6,4
7,1
7,2
9,2
9,4
10,4
12,3
15,7
Säure / konj.Base
HCL | Cl- Chlorwasserstoff
1
H2SO4 | HSO4- Schwefelsäure
2
H3O+ | H2O Hydroniumion
HNO3 | NO3- Salpetersäure
1
2
HSO4- | HSO42Hydrogensulfat
H3PO4 | H2PO4- Phosphorsäure
3
CH3COOH | CH3COO – Essigsäu 1
CO2 | HCO3- Kohlendioxid
H2S | SH- Schwefelwasserstoff 2
H2PO4- | HPO42 Dihydrogensulfat
NH4+ | NH3 Ammoniumion
HCN | CN- Blausäure
1
HCO3- | CO32- Hydrogencarbonat
HPO42- | PO43-- Hydrogenphosphat
H2O | OH- Wasser / Hydroxidion
Extrinktion:
E = log (Io / I) = ε x c x d
Stärke
Stark
NaOH | KOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Mittel
Stark
Schwach
Sehr
Schwach
!ä"#$
%ä"#$&'
Umschlagsbereich: pH = pKInd ±1
Bedeutet, dass der Grenzwert erst für das
Auge sichtbar wird bei 10-facher
Konzentration von HInd gegenüber Ind
Aminosäuren:
pHI (Isoelektrischer Punkt) = pH-Wert
einer Lösung, bei dem eine bestimmte AS
beim anlegen eine elk. Feldes gerade nicht
wandert > liegt als Zwitterion vor.
pHi = ½ (pKs1 + pKs2) [sauer / neutral]
pHi = ½ (pKs2 + pKs3) [basisch]
2 AS trennt man zw. N | Doppel O Bindung
Bindungsarten:
∆EN > 1,5 = Ionenbindung (Li-O)
∆EN 0,5 > 1,5 = stark polar (C-O)(O-H)
H)
∆EN = 0-0,4 = schwach polar (C-H)
∆EN = 0 = unpolar (C-C)
Metall / Nichtmetall = Ionenbindung
Sp3 = C bindet 4 mal - 109° Winkel C-C
C
SP2 = 3 – 120° | SP = 2 – 180°
Extraktion:
Substanzverteilung zw. 2 nicht mischbaren
Flüssigkeiten = Nerst Verteilungsgesetz
NH3
| ε (Koeffizent L/molxcm) c=Konz Dicke
Le Chatelier: Wird ein chemisches Gleichgewicht durch einen
äußeren Zwang gestört, so versucht es dem Zwang so
auszuweichen, daß der Störung entgegengewirkt wird
Puffersubstanzen: System, das sich der PH-Wert nur
minimal ändert. Immer schwache Säure + konj. Base.
Essigsäure/Natriumacetat Ammoniak/Ammoniumchlorid
Ein äquimolarer 0,2 M Puffer bedeutet 0,1 mol Säure
0,1 mol Base. pH-Wert einer Pufferlösung bleibt beim
Verdünnen konstant. Pufferbereich: pKS±1
Bei äquimolaren Puffer: pH=pKS (Umschagspunkt)
PH = pkS +log(konj. Base / Säure) (H.-Hasselbach)
Redox:
Oxidation: Gibt Elektronen ab, Ox-zahl erhöht sich
Reduktion: Nimmt Elektionen auf, Ox-zahl nimmt ab
Ox-mittel: wird selbst reduziert, oxididiert Partner
Red-mittel: wird selbst oxidiert, reduziert Partner
Ox-Kraft: Fähigkeit Partner zu oxidieren
Red-Kraft: Fähigkeit Partner zu reduzieren
Ox-Zahl: CH3CH2COOHCHOH = CH3|CH2|COOH|CHOH
Galvanische Zelle:
Elektromotorische Kraft = spannung zw. Elektroden
∆E = EKATHODE - EANODE (kl. Wert vom gr. Wert
abziehen) Besteht aus 2 Halbzellen, an der Kathode
findet die Reduktion statt, Anode Oxidation
Geänderte Konz.: E = E0 + (0,06/elek) x log(Konz./1)
Konz.-Zellen.: E = E0 + (0,06/elek) x log(Ox/Red)
Kathode: Pluspol – Red.
Anode: Minuspol – Oxid.
e-- Transport durch Elektromotorische Kraft („NiveauUnterschied)
Max. Arbeit: ∆G = - z x F x ∆E | z(elektr.) F(Faraday)
Spannungsreihe: Reduktionspot. von Redoxpaaren in
Reihe
positivster E-Wert=Ox-Form höchste Ox-Kraft
negativster E-Wert=Red-Form höchste Red-Kraft
Elektrode: Spannung von aussen anlegen > Anode pos.
Geladen, da e Mangel > Anionen wandern hin >
werden oxidiert (Abgabe e-) | unedel= - | edel= +
Ion
H3O+
NH4+
Fe2+
Fe3+
Cu2+
Cu+
Ag
Co2+
2+
Pb
–
F
2O
–
OH
S2
2SO3
SO42CH3COO
–
H2SO3
Name
Hydroniumion
Ammonium
Eisen(II)
Eisen(III)
Kupfer(II)
Kupfer(I)
Silber(I)
Kobalt(II)
Blei(II)
Flurid
Oxid
Hydroxid
Sulfid
Sulfit
Sulfat
Acetat
Schwe.Sä.Hydroxid
Ion
CN –
SCN –
CO32NO3NO2PO43ClO4ClO3ClO2
–
ClO
2Cr2O7
2CrO4
–
J
MnO4O22HS –
N3 –
Br –
Name
Cyanid
Thiocyanat
Carbonat
Nitrat
Nitrit
Phosphat
Perchlorat
Chlorat
Chlorit
Hypochlorit
Dichromat
Chromat
Jodid
Permanganat
Peroxid
Hydrogensulfid
Nitrid
Bromid
Nomenklatur:
1) Längste ckette = Name
2) Substituenten
bestimmen
3) höchste
Priorität = Suffix
4)Beginn > klein
Positionszahlen
5) weitere Sub.
Nach abc ordnen
6) bei mehrmals
vorkommen (di-)
7) Positionszahl
vor Sub. schreibe
3
1 cm = 1 ml
1 g = 1000 mg
1mol=1000 mmol
1molG = 24,4 L
1mol =6x1023 Teil
NO2 Nitro | C-NH2 Amine | C=NH Imine
DünnschichtChromatografie
Rf Wert =
Ls Sub / LS Lsm
Ca2+ & Ag
g+ lassen sich
nur mit HCL & H2SO4
voneinander trennen
Heß (Heßscher Wärmesatz) besagt, daß die
Reaktionsenthalpie nur vom Zustand der
Edukte und Produkte abhängt, nicht vom
Reaktionsverlauf und der Anzahl der Schritte.
Radikale Substitution SR:
Alkan + Cl2 / Br2
(Licht / Wärme)
Stoffaustausch
Zucker:
6er- Ring: Pyransystem, 5er-Ring: Furansystem
Mono: -nose Poly: Pyranosyl & Furanosid
Fischer: letzte OH Gruppe rechts > D | links > L
OH rechts > im Ring nach unten | OH links > oben
Haworth (Ring): erstes C rechts neben O = C1
neu entstanden OH Gruppe oben > beta | unten >
alpha, bei L Zuckern umgekehrt!
- letzte C vor O > hier war die OH Gruppe die Ring
geschlossen hat > bei Fischer rechts: Rest nach oben,
wenn links: Rest nach unten
Monosacharide: (keine Fructose) über Fehlins- Probe
nachweisbar > positiv, auch bei > Polysacharide:
über glykosidische Bindung miteinander verknüpft.
Chlor-/Bromalkan
Elektrophile Addition AE:
Alken (Doppelbindung) + HCL, HBr, HI|H++H2O|Br2
Haldonalkan|Alkohohl|1,2 Dibromalkan
Stoff Hinzufügen
Eliminierung: Reaktion genau umgekehrt
Hexose: 6 O-Atome
Pentose: 5 O-Atome
Atome
Cellulose: Poly(Beta-D-Glucopyranose(1,4)Beta-D-Glucopyranose
Cellulose
Stärke Poly(Alpha-D-Glucopyranose(1,4)Alpha-D-Glucopyranose
Stärke:
Elektrophile aromatische Substitution SE:
Aromat + Br+ (FeBr3 | Br2)
(nur Benzol)
Aromat + NO2 + (HNO3 | H2SO4)
Aromat + HSO3+ (SO3 | H2SO4)
Stoffaustausch (meist gegen H)
Bindungsmöglichk. 2Sub: Ortho, Meta, Para
M/I Effekt:
zB: Beim Phenol (OH Gruppe oben am Benzol Ring) nur
O|P möglich, somit größere Ladungsdichte > geringe
Aktivierungsenergie > erleichtere Interaktion
OH Gruppe bestimmt Platz und max. Bindungsmenge
Substituent
I
M
Eff.
–O−
+
+
O|P
–OH, OR, –NH2, –NR2
−
+
O|P
Alkyl
+
#
O|P
–F, –Cl, –Br, –I
−
+
O|P
–COOH, –CN, –CONH2, –NO2
−
−
M
–NR3+
−
#
M
X + Essigsäureanhydrid
Nucleophile Substitution:
SN1: Nur abhänig von konz. Des Substrats
Energieprofil mit Plateau & stabile Phase, keine Konfig.
Änderung | polar protisch (Wasser/Alkohol) | c:Tertiär
& Sekundär | Zwischenstufe/-produkt (C-Ion)
SN2: Abhänig von konz. Substrat & Substituent,
Instabile Phase, Energieprofil unabhänig von LSG-Mittel
Konfig. | polar aprotisch | c:Primär(Methyl) & Sekundär
Walden Umkehr bei Chiralen Molekühlen + SN2
R/S:
1) H mit Element tauschen, welches „hinten“ ist
2) Ordnungszahl = Priorität (höchste:1 | H=4)
3) bei 2 gleichen Elementen > Rest betrachten und
dazu addieren (Doppelbindung x2)
4) von 1 über 2 nach 3 verbinden (4 egal)
5) linksherum: S | rechtsherum: R
6) Gegenteil = Lösung
Chiralität: 4 unterschiedliche Substituenten
Enatiomere: Spiegelbild > somit Gegenteil Ursprung
Chirare Enatiomere: sind nicht Deckungsgleich
Acetat + Essigsäure
Esterbildung: immer
unter H2O Abspaltung
Lacton = cyclischer Ester