Pufferlösungen: Puffer = Lösung, die einen definierten pH

Elementarladung: q=e-=1.6022*10-19C
Standardbed.: 25°C; 101.325kPa
Bindungsordnung: ½*(Anz. Bind. e—Anz. Antibind.e-), =0 -> Molekül existiert nicht
PSE: Potential
vgl. Elektronegativität
Dissoziationsenergie
wegen Grösse der Atome (Li2 25, Na2 17)
Atomgrösse
Ionisierungsenergie
Ausnahme: volle Schalen
Elektronenaff.(meist neg) -> E wird frei (zweîte pos)
- Grundzustand: e- befindet sich auf innerster Bahn =geringste Energie. Wenn das evon einem angeregten Zustand auf eine weiter innen liegende Bahn springt, wird
ein def. Energiebetrag in Form eines Lichtquants emittiert.
- Energie EN, die das e- in d. n-ten Bahn hat: EN= -2,179*10-18/ n2 [J]
(n= 1,2,3,...)
- Frequenz eines beliebigen Atoms das von der Bahn n 2 auf Bahn n1 springt: ν=
3,289*1015 * ((1/n12)-(1/n22)) * s-1
- Ionisierungsenergie: e- geht ganz weg (in Schale mit n= ∞) E= h *ν
 Stöchiometrie
- Strukturformel =Konstitutionsformel H-O-H
- Metalle: einatomige Kationen (Ca2+)
- N-Metalle: einatomige Anionen (Cl-)
- Bsp. Wasserstoffperoxid: - Molekularformel: H2O2
- Empirische Formel: HO (kl. Ganzzahliges Verhältnis)
- m eines Elements, die dem Zahlenwert der rel. Atommasse entspricht, enthält immer
die gleiche Zahl von Atomen= Avogadro-Zahl (NA)
= 6,02214*1023 mol-1 Teilchen
- Die Stoffmenge die aus NA-Teilchen besteht nennt man ein Mol
- Energie eines Photons = E =h*(c/ λ)
n= m/M =mol
(m in Gramm, M aus PSE in g/mol)
2 H2 + O2  2H2O (2 mol H2 + 1 mol O2  2 mol H2O)
- Immer wenn die Menge von 2 od. mehr Reaktanden abhängt, muss festgestellt
werden, welcher von ihnen den Umsatz begrenzt. Man dividiert die zur Verfügung
stehenden Stoffmengen jedes Reaktanden durch den zugehörigen Koeffizienten i.d.
Reaktionsgleichung
Stoffmengenkonz.= Molarität = c= n/V =mol/l
 Energieumsatz bei chem. Reaktionen
Kraft = F= m*a [1N= 1kg* m/s2]
Arbeit = W= F*s [1J= 1N*m= 1kg* m2/s2]
Ekin = W = 0.5*m*v2
K (Kelvin) = oC +273,15
1 cal = 4,184 J
Wärmekapazität = C= m*spezifische Wärme [J/K]
Wärmemenge = Q= C* (T2-T1) [kJ]
- Bsp. Bombenkalorimeter: C(Gesamt) = C(Wasser) + C(Gerät)
Spez.Wärme Wasser = 4,184 J*g-1*K-1
Q(Gesamt) zuerst berechnen
Q(Zucker) = Q(Gesamt)*(M(Zucker)/m(Zucker))
F= A*p (A= Zylinderquerschnittsfläche ; p= Atmosphärendruck)
 ΔV = V2-V1= A*s
 W = F s = A*p*s = ΔV*p
Reaktionsenergie (geschlossenes Gefäss):
U1 = Summe IE Reaktanden ; U2 = Summe IE(=innere Energie) Produkte
ΔU = U2- U1
ΔU positiv  Energie wird aufgenommen
ΔU negativ  Energie wird abgegeben
Reaktionsenthalpie ΔH = Reaktionswärme (offenes Gefäss)
ΔH = ΔU+ p*ΔV
ΔH positiv  Wärmeenergie wird aufgenommen = endotherm
ΔH negativ Wärmeenergie wird abgegeben = exotherm
ΔH = H2- H1
-Werden die Koeffizienten einer Gleichung mit einem Faktor multipliziert, wird auch
d. Wert von ΔH mit diesem multipliziert.
Normbedingungen = 25 oC ; 101,3kPa = 1,013bar
- Satz von Hess: ΔH=konst., unabhängig davon ob sie in einem Schritt od. über
Zwischenstufen abläuft.
ΔHo = ∑ ΔHof (Produkte)- ∑ ΔHof (Reaktanden=Edukte)
- Dissoziationsenergie: Energie, die zum Aufbrechen d. Bindung eines 2-atomigen
Moleküls benötigt wird. [kJ/mol]
 Elektronenstruktur d. Atome
Ausbreitungsgeschw. =Lichtgeschw. = 2,9979*108 m/s c= λ* ν [m/s]
(λ = Wellenlänge ; ν = Frequenz [1Hz= 1s-1])
Quantentheorie: Energie kann in Form v. elektromagn. Strahlung nur in definierten
Portionen (=Quant) absorbiert oder abgestrahlt werden.
Energiebetrag eines Quants = E =h* ν (h = Planck-Konst. = 6,62608*10-34 J*s)
Einzelnes Quant = Teilchen, dass sich mit Lichtgeschw. fortbewegt= Photon
-Frequenz eines H-Atoms: ν= c/ λ = 3,289*1015 ((0.25-(1/n2))*s-1
(n= 3,4,5,.... = Übergang von Schale n zu Schale n-1)
m*c2 =h*(c/ λ)  λ = h/(m*c)
Wellenlänge eines fliegenden Teilchens; λ = h/(m* v)
(v= Geschw.)
(m*v = Impuls)
- Unschärferelation nach Heisenberg: es ist grundsätzlich unmöglich, von einem
Objekt gleichzeitig den genauen Aufenthaltsort und den Impuls zu bestimmen:
∆x *∆(mv)≥(h/(4*π)) Bestimmung des Ortes ∆x
- Um die Zustände eines e- in einem 1-dim. Kasten als stehende Welle zu erfassen,
benötigt man drei Zahlen n, l und m.
- Orbital: Wellenfkt. für ein e- in einem Atom
- Hauptquantenzahl n: Anzahl Schalen (n=1,2,3,...)
- Nebenquantenzal l: Anzahl Unterschalen (Anzahl l =n. Für n=1; l=0) l=0 s ;
l=1 p ; l=2 d ; l=3 f ; l=4 g
- Anzahl Orbitale = 2*l+1
- Magnetquantenzahl m: Zur Unterscheidung der Orbitale in einer Unterschale,
bezeichnet Orientierung d. O. (m= -l, -(l-1),....0,.....+(l-1), +l; Spinq.=+/- ½
- d-Orbitale: 3d(x2-y2) ; 3d(z2) ; 3d(xy) ; 3d(xz) ; 3d(yz)
- Hund-Regel: Die Orbitale einer Unterschale werden so besetzt, dass eine
maximale Zahl von ungepaarten e- resultiert.
- Paramagnetisch: Substanz, die ungepaarte e- enthält. Wird in ein magn. Feld
hineingezogen
- Diamagnetisch: Substanz, in der alle e- gepaart sind. Wird in ein magn. Feld
abgestossen.
- Für Elemente der Hauptgruppen ist die Anz. Der Valenzelektronen = Nummer der
Hauptgruppe
- magn. Spinmoment: =n(n+2), n=Anzahl ungepaarte e Eigenschaften der Atome und die Ionenbindung
- kovalente Bindung: Atome teilen sich gemeinsame Elektronen
- Ionisierungsenergie: e- -Entfernung [(pro Atom in) eV/Atom ; (pro Molekül in)
kJ/mol] (bei Metallen niedriger als bei Nichtmetallen) (3. höher als erste IE)
- Elektronenaffinität: e- -Aufnahme (1. EA kann sowohl positiv als auch negativ
sein, die 2. EA ist immer positiv Energie muss aufgewendet werden)
- Isoelektronisch: Teilchen mit gleicher Elektronenkonfiguration
- Gitterenergie: Wird frei beim Zusammenfügen von weit voneinander entfernten,
im Gaszustand befindlichen Ionen zu einem Kristall. , wenn Ionenladung
- Born-Haber-Kreisprozess:
∆Hf0 = ∆HSub + ∆HDiss + ∆HIon + ∆HEa + ∆HGitter
Hypochlorit
OClChlorat
ClO3Sulfat
SO42Perchlorat
ClO4Sulfit
SO32Nitrit
NO2Nitrat
NO3Phosphat
PO43Arsenat
AsO43Carbonat
CO32Acetat
CH3CO2Oxalat
C2O42Chromat
CrO42Dichromat Cr2O72Permanganat
MnO4 Die kovalente Bindung
- Anz. Bindungselektronen = (2*Anz. H-Atome) + (8* Anz. übrige Atome) –
(Gesamtzahl Valenzelektronen)
Anteil Ion.bdg: exp/hyp*100%
- Dipolmoment μ = q*d
 Molekülgeometrie, Molekülorbitale
- VSEPR: Valenzelektronenpaar-Abstossungs-Theorie (auch nicht-bindende
Elektronenpaare berücksichtigen)
- 2e-: linear (180o)
- 3e-: trigonal-planar (120o)
- 4e-: tetraedrisch (CH4) ; trigonal-pyramidal (NH3) ; gewinkelt (H2O)
- 5e-: trigonal-bipyramidal (eep äquatorial) T-förmig
- 6e-: oktaedrisch ; quadratiche Pyramide ; quadratisch-planar
- Hybridorbitale: sp, sp2, sp3
-Bdg. macht nicht mit!
- Molekülorbitale: σ (s-Orbitale und px), π ( py und pz), δ
 Gase
- Druck [Pa = (1N/ 1m2) ; 1bar = 105 Pa]
- 1 atm = 101,325 kPa = 0,101325 Mpa = 1,01325 bar = 1013,25 mbar =
760 Torr
- Avogadro: Gleiche V beliebiger Gase enthalten bei gleicher Temp. und gleichem
Druck die gleiche Anzahl Moleküle
- Molvolumen eines Gases unter Normbedingungen ( 0oC ; 101,325 kPa)
= 22,414 l/mol
- Gasdichte d = M/V
- Ideales Gasgesetz: p * V= n*R*T
( R = 8,3145 J/(mol*K)) p in kPa, V in Liter oder Pa und m3
- Boyle-Mariotte-Gesetz: p*V= konst.
oder p1*V1= p2* V2 (wenn n,T= konstant) 2/3*NA*EKin=R*T
- Gay-Lussac-Gesetz: (V1/ T1) = (V2/ T2)
(p1*V1/ T1) = (p2*V2/ T2)
(p1/ T1) = (p2/ T2)
- Umrechnung Torr  kPa: 720 Torr = (720/760 Torr)*101,3kPa = 96,0 kPa
- Dalton-Gesetz der Partialdrücke: In Gemischen von Gasen, die nicht miteinander
reagieren setzt sich der Gesamtdruck p aus den Partialdrücken der einzelnen
Komponenten A, B, C....zusammen p= p(A) + p(B) + p(C) +...
- Stoffmengenanteil von A: x(A) = [n(A) / [n(A)+ n(B)]]
- Partialdruck von A: p(A) = [n(A) / (n(A)+ n(B))]*p = x(A) * p
- Summe der Stoffmengenanteile von A: x(A) + x(B) = 1
- Mittlere Geschw. Gasförmiger Teilchen: v = √((3*R*T)/ M)
- Bei Druckerhöhung und /oder Temperaturerniedrigung weichen die Gase immer
mehr von ihrem idealen Verhalten ab und werden schliesslich flüssig
- Flüssigkeiten und Feststoffe
- amorph: Feststoff, bei dem die Teilchen nicht zu einem regelmässigen Muster
angeordnet sind. (Kein definierter Smp.) z.B.: Gläser
- molare Verdampfungsenthalpie ∆Hv : Energiemenge, um ein mol einer Flüssigkeit
bei gegebener Temp. zu verdampfen
- Dampfdruck: Druck des Dampfes, der bei geg. Temp. mit der Flüssigkeit im
Gleichgewicht steht.
- Siedepunkt: Temp., bei welcher d. Dampfdruck=äusserer Atmosphärendruck
- Clausius-Clapeyron-Gleichung: log p = - (∆Hv /(2,303 R*T))+ C
- molare Kristallisationsenthalpie: Wärmemenge, die einem mol Substanz beim
gefrieren entzogen werden muss
- Lösungen
- Konzentration: c= n/V
- Unpolare und polare Substanzen bilden i.A. keine Lösungen miteinander
- Solvatation: Lösungsmittel ist nicht H2O, sondern eine andere Flüssigkeit
- Prinzip d. kl. Zwanges: Ein im Gleichgewicht befindliches System weicht einem
Zwang (Temp., Druck) aus. Es stellt sich ein neues
Gleichgewicht ein.
- Henry-Dalton-Gesetz (nur von verdünnten Lsg. bei rel. Niedrigem Druck gut erfüllt)
c= K * p (K= Konstante ; p= Partialdruck)
- Konzentration v. Lsg.:
z.B. 20%ige Lsg -> 20g in 80g Lsgmittel
Massenanteil:
w(X) = m(X) /m(Lösung)= Gewichtsprozent
Stoffmengenanteil:
x(A) = n(A) / n(A) +n(B) +n(C) +...=Molenbruch
Stoffmengenkonz.:
c = n/ V
Volumen:
V = m/ d (d= Dichte)
Molalität:
b = mol gelöster Stoff / kg Lösungsmittel

M = m/ b Molarität in mol/l
Massenkonzentration: β(X) = m(X) / V(Lösung)
Volumenkonz.:
δ(X) = V(X) / V(Lösung)
Volumenanteil:
φ(X) = V(A) / V(A) +V(B) +V(C) +.....
- Rauolt-Gesetz : Gesamtdampfdruck d. Lsg.: p = p(A) + p(B)
Partialdrücke von A und B : p(A) = x(A) * p0(A)
p(B) = x(B) * p0(B)
[p0= Dampfdruck d. reinen Stoffes]
p = x(A)*p0(A) + x(B)*p0(B)
Dampfdruck einer verdünnten Lsg. eines nichtflüchtigen Stoffes B
im Lösungsmittel A:
p = x(A)*p0(A) ; x(A)+ x(B)=1
p = (1-x(B)) * p0(A)
= p0(A)-x(B)* p0(A)
- Siedepunktserhöhung: ∆TS = ES * b [ES = molale Siedepunktserhöhung]
- Gefrierpunktserniedrigung: ∆TG = EG * b (b=Molalität), V in Liter, in kPa
- Osmotischer Druck: π * V = n*R*T  π = osm. Druck = c * R * T
- Elektrolyt: Stoff, dessen wässrige Lösung den elektrischen Strom besser leitet als
Wasser (schwache : Schwache Säuren u. H2O ; CH3COOH, HNO2, HF, starke: Starke
Säuren; HClO4, HClO3, HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4)
- Reaktionen in wässriger Lösung
- Metathese-Reaktion: AX + EZ  AZ + EX
- Fällungsreaktion: Reaktion in Lsg., bei der eine unlösliche Verbindung
(=Niederschlag) entsteht od. ein schlecht lösl. Gas oder ein schwacher Elektrolyt
Tabelle 13.1, Seite 222
- Oxidation: e- Entzug ( Ox.zahl ↑) Reduktionsmittel  saures Mileu: Ausgleich H+
- Reduktion: e- Zufuhr ( Ox.zahl ↓) Oxidationsmittel  basisches M.:
`` OHRegeln zum Ausgleich: 1) Oxidationszahlen best. 2) Koeffizienten gem. Ox.zahlen 3)
Ladungsausgleich 4) „O“ ausgleichen mittels H2O
- Disproportionierung: Ox. und gleichzeitig Red. z.B.: Br2  Br- + BrO3- Komproportionierung: 2MnO4- + 3Mn2+ + 4OH- 5MnO2 + 2H2O (Gegenteil ↑)
- schwache Säuren: HOCl, HClO2, HNO2, CH3COOH, H2S, H2SO3, H3PO4, H2CO3,
H3BO3
- Metalloxide= basische Oxide + H2O Hydroxide (nur Elemente d. 1. Hauptgr.
sowie CaO, SrO, BaO lösen sich in H2O unter Bildung von Hydroxiden)
- NM-Oxide = Säureanhydride = saure Oxide + H2O  Säuren
- relative Äquivalentmasse = rel. Formelmasse / z [z = Anz. der für eine Reaktion
massgeblichen Teilchen, die von einem Molekül eines Reagenzes zur Verfügung
gestellt werden kann. Z = 2 für 2-protonige Säure]
- Reaktionskinetik
- Reaktion 0.Ordnung:
v(X) = k
[k = Geschw.konstante]
c(A) = -k*t + c0 (A)
; t1/2 = [c0 (A) / (2*k)]
- Reaktion 1.Ordnung: v(X) = k * c(X)
( A  Produkte)
ln c(A) = -k *t + ln c0 (A)

ln [c(A / c0 (A)] = -k *t
 c(A) = c0 (A) * e-k*t
Halbwertszeit: t1/2 = ln 2 * (1/k) = 0,693/ k
- Reaktion 2.Ordnung: v(X) = k * c(X) * c(Y) ( A +X  Prod. od. 2A  P)
1/c(A) = k*t + (1/ c0 (A)) ; t1/2 = 1/(k* c0 (A))
- Reaktion 3.Ordnung: v(X) = k * c2(X) * c(Y)
( A+X+Z Prod. od. 2A+X->
Prod. oder 3A Produkte)
Ozonzerstörung
- Arrhenius-Gl.: k= A * e-Ea /R*T (k= Geschw.konst. ; A= Konst. ; Ea
=Aktivierungsen. ; T in Kelvin)
 ln k = ln A – [(Ea/R)*(1/T)]  ln (k2/k1) = (Ea/R) *[(1/T1)-(1/T2)]
 Ea = R * [(T1*T2)/(T2-T1)] * [ln ((k2/k1)]
- Katalysator: Stoff, dessen Anwesenheit die Geschw. Einer Reaktion erhöht, ohne
dass er selbst verbraucht wird. Kann nach der Reaktion zurückerhalten werden.
- homogene Katalyse: Katalysator in der gl. Phase anwesend wie Reaktanden.
- heterogene Katalyse: Katalysator u. Reaktanden liegen in versch. Phasen vor.
(Katalysator fest  Reaktanden-Moleküle an seiner Oberfläche absorbiert). Z.B.:
Abgase: 2CO (g) + 2 NO (g)  2 CO2 (g) + N2 (g) Katalysator ist Pt/Rh
Urease: Ni2+, Cytochrom oxidase: Fe2+
- Das chemische Gleichgewicht = Hin- und Rückreaktion verlaufen gleichschnell
Aussagen über Konz.sverhältnisse im Gleichgewichtszustand durch K feststellbar.
- allg. Formulierung d. Massenwirkungsgesetztes: aA + bB ↔ xX + zZ
- Gleichgewichtskonst. KC = [(cx((X) * cz(Z)) / (ca(A) * cB(B))]
 KC sehr gross  Gleichgewicht liegt rechts. K=K1*K2 für zweistufige
Prozesse
!!!!!!!!!!Nur gasförmige Stoffe in die Gl. für KC miteinbeziehen !!!!!!!!!!!!
- Reaktionsquotient Q: Gleiche Berechnung wie für KC aber in einer Phase in der
sich das System nicht im Gleichgewicht befindet. Allg. gilt:
Q < KC  Reaktion v. links nach rechts
pa(A)=(R*T)a*ca(A)
Q = KC  System im Gleichgewicht
Q > KC  Reaktion v. rechts nach links
- K für Gase: Kp = [(px((X) * pz(Z)) / (pa(A) * pB(B))] Kp=Kc*(R*T)n; n=Moldiff.
- Säuren und Basen
- Ionenprodukt des Wassers: Wasser dissoziiert in geringem Mass zu H+ (aq) und
OH- (aq) Ionen. 2 H2O <-> H3O+ + OH-. Das Gleichgewicht liegt weitgehend auf
der linken Seite. K ist sehr klein. Ionenprodukt des Wassers:
c(H+) * c(OH-). = Kw = 1.0 * 10-14 mol2/l2
- pH und pOH: pH = -log c(H+) und pOH = - log c(OH-)
pH + pOH = pKw = -log Kw = 14
Salpetersäure:
HNO3
- Bem.: Eine pH-Wert-Erniedrigung um eine Einheit bedeutet c(H+) * 10.
Wird eine starke Säure in Wasser gelöst, so entspricht die Konzentration der H +
(aq)-Ionen, der eingesetzten Konzentration der starken Säure. Der Anteil der H +(aq)
Ionen die vom Wasser stammen, kann dagegen vernachlässigt werden.
Formeln: pKs = 14 – pKB ; Ks = Kw/ KB
- Dissoziationsgrad: Starke Elektrolyten sind in wässriger Lösung vollständig
dissoziiert, schwache Elektrolyten sind unvollständig dissoziiert, d.h. gelöste
Moleküle stehen im Gleichgewicht mit Ionen. Der Dissoziationsgrad  eines
schwachen Elektrolyten in wässriger Lösung ist der Bruchteil der gesamten
Stoffmenge der Elektrolyten, der in Ionen dissoziiert ist. Bsp. Dissoziationsgrad 
von Essigsäure = Menge die dissoziiert / Gesamtstoffmenge = c (CH3CO-2) / co
(CH3CO2H) = c (CH3CO-2) / [ c (CH3CO2H) + c (CH3CO-2)]
- Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes lassen sich die Konzentrationen der
Teilchenspezies berechnen:
co: Mol Essigsäure pro Liter die in Wasser gelöst sind
x: Mol davon die dissoziieren => co – x : undissoziiert
- Formel für Säuren mit Ks > 10-4:
x2 / co – x = Ks und x = c (H+) = -1/2 Ks + (1/4 Ks2 + Ks * co)1/2
- Formel für schwache Säuren:
x = c (H+)  Ks * co und pH  1/2 (pKs – log co)
- Formel für Basen mit KB>10-14:
x2 / (co – x) = KB und x = c (OH-) = -1/2 KB + (1/4KB2 +KB * co) ½
- Formel für schwache Basen:
x = c(OH-) (KB * co) ½ und pOH  1/2 (pKB – log co)
- Indikatoren: Indikatoren sind organische Farbstoffe, deren Farbe in Lösung vom pHWert abhängt. Indikatoren sind schwache Säuren.
- Pufferlösungen: Puffer = Lösung, die einen definierten pH-Wert hat, der sich über
längere Zeit konstant hält. Eine Pufferlösung enthält eine relative hohe Konzentration
einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base.
- Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKs – log [c(HA) / c (A-)]
Für eine Lösung, die eine schwache Säure und ihre konjugierte Base im
Stoffmengenverhältnis 1:1 enthält, gilt immer: pH = pKs
- Bsp: 1M CH3COOH, 1M CH3COONa; pKS=4.742
Add: 0.01M HCl
->
pH=pKS + log[(1-0.01)/(1+0.01)]
Add: 0.01M NaOH ->
pH=pKS + log[(1+0.01)/(1-0.01)]
- Salze schwacher Säuren und Basen: Anionen, die sich von schwachen Säuren
ableiten verhalten sich in Lösung basisch, Kationen, die sich von schwachen Basen
ableiten verhalten sich in Lösung sauer.
- Säure-Base Titrationen:
1. Titration einer starken Säure mit einer starken Base: Bsp.: HCl mit NaOH
Am Äquivalenzpunkt ist die Lösung neutral
2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base: Bsp.: CH3CO2H mit NaOH
Bem: solange noch nicht alle Essigsäure verbraucht ist, sind Essigsäure-Moleküle und
Acetat-Ionen in der Lösung vorhanden. Es handelt sich um eine Pufferlösung. (pHWert mit Henderson-Hasselbalch berechnen) Beim Erreichen des Äquivalenzpunktes
ist die gesamte Essigsäure exakt neutralisiert. Berechnen der Konzentration mit c= n/v
Und Berechnung des pH mit der Formel für schwache Basen. Im
Vergleich zur Titration von Salzsäure liegen alle pH-Werte vor Erreichen des
Äquivalenzpunktes höher und im Äquivalenzpunkt ist pH>7. Der Bereich des steilen
Anstiegs des pH-Wertes ist schmaler.
3.Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure: Bsp.: NH3 mit HCl
Bevor der Äquivalenzpunkt erreicht wird, haben wir eine Pufferlösung =>
bei der Titration von schwachen Säuren mit starken Basen und bei der Titration von
schwachen Basen mit starken Säuren gibt es eine Pufferlösung vor dem Erreichen des
Äquivalenzpunktes.
4. Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base
-> keinen steilen Anstieg für den pH-Wert
-> für diese Art Titration lässt sich keinen Indikator finden
-> keine Anwendung
Titrationskurve:
- Löslichkeitsprodukt
AaXx <-> aAx+ + xXa-  L = ca (Ax+) * cx (Xa-)
- Typisches Bsp.: bei 25°C lösen sich 7.8 * 10-5 mol Silberchromat in 1l Wasser. Wie
gross ist das Löslichkeitsprodukt von Ag2CrO4?
Ag2CrO4 <-> 2 Ag+ + CrO42Berechnung der Konzentration: c (Ag+) = 2 * c (CrO42-) = 2 * 7.8 * 10-5 mol/ l
Berechnung von L:
L = c2 (Ag+) * c(CrO42-) = (2 * 7.8 * 10-5)2 * 7.8 * 10-5 mol3/l3 = 1.9 *10+2 mol3 / l3
-Bsp: Mg(NO3)2 0.001M pH 9; L[Mg(OH)2]=8.9*10-12M3 -> gesättigt?
[OH-] über pH -> mit L kann [Mg] bestimmt werden -> vergl. Mit 0.001
- Bem.: 1)Die Löslichkeit mancher Salze ist in Wasser grösser als nach den
Löslichkeitsprodukten zu erwarten. 2) Salz-Effekt: der Zusatz eines anderen
Elektrolyten kann die Löslichkeit eines Salzes erhöhen.
- Fällungsreaktionen: das Produkt der Ionenkonzentrationen in der Lösung, so wie im
Ausdruck des Löslichkeitsproduktes berechnet, ist das Ionenprodukt der Lösung. Für
eine gesättigte Lösung ist das Ionenprodukt gleich L, es kann aber auch grösser oder
kleiner sein, wenn die Lösung nicht im Gleichgewicht mit ungelöster Substanz ist:
- Ionenprodukt ist kleiner als L =>die Lösung ist nicht gesättigt, weitere Substanz kann
gelöst werden bis der Wert von L erreicht ist
- Ionenprodukt ist gleich L => die Lösung ist gesättigt, sie steht mit ungelöster
Substanz im Gleichgewicht
- Ionenprodukt ist grösser als L => das Löslichkeitsprodukt ist überschritten, die
Lösung ist übersättigt, es herrscht kein Gleichgewicht, es kommt zur Fällung, bis der
Wert von L erreicht ist.
- Komplexgleichgewichte: In einer Komplexverbindung (=Komplex) sind Liganden an
ein Zentralatom koordiniert, d.h. angelagert. Das Zentralatom (oder Ion) wirkt als
Lewis-Säure, es stammt häufig von einem Nebengruppenelement. Die Liganden
können Anionen oder Moleküle sein, die als Lewis-Basen wirken, sie müssen über ein
einsames Elektronenpaar verfügen. Hydratisierte Kationen in wässriger Lösung sind in
der Regel als Komplexverbindungen anzusehen.
- Thermodynamik
Die Gesetze der Thermodynamik ermöglichen die Voraussage, ob eine bestimmte
chemische Reaktion unter gegebenen Bedingung ablaufen kann. (Sie sagen allerdings
nichts darüber aus, wie schnell die Reaktion ablaufen wird –> Kinetik)
1. Erhaltung der Energie (E kann von einer Form in eine andere umgewandelt
werden, sie kann aber weder erzeugt noch vernichtet werden)
2. Bei einer spontanen Zustandsänderung vergrössert sich die Entropie
3. Zufuhr von Wärme erhöht die molekulare Unordnung in einer Substanz. Die
Entropie einer Substanz nimmt mit der Temperatur zu. Die Entropie einer perfekten
kristallinen Substanz beim absoluten Nullpunkt kann als Null angenommen werden.
- Innere Energie U (ist die Summe aller möglichen Energieformen im System):
U = U2 – U1
- Enthalpie H: H = U + pV und  H = H2 – H1 (H ist die Reaktionsenthalpie)
H = U + pV , gleiche Formel für Gase gibt: H = U + nRT
- Entropie S: Die Zunahme der Gesamtentropie kann als Kriterium für das
freiwillige Ablaufen eines Vorgangs dienen. In dem Mass, wie spontane Vorgänge
ablaufen, nimmt die Entropie des Universums ständig zu.
- freie Enthalpie: G = H – T S
Wenn G<0 läuft die Reaktion freiwillig ab
Wenn G=0 ist das System im Gleichgewicht
Wenn G>0 läuft die Reaktion nicht freiwillig ab
- Gleichgewicht und freie Reaktionsenthalpie: Die freie Enthalpie G einer Substanz
in einem beliebigen Zustand hängt mit der freien Standard-Enthalpie G° über
folgende Gleichung zusammen: G= G° + RT ln a
Dabei ist a die Aktivität der Substanz, d.h. ihre effektive Konzentration.(die
Aktivität eines reinen Feststoffes ist gleich 1, die eines idealen Gases ergibt sich aus
dessen Partialdruck nach a (Gas) = p(Gas) / (101.3 kPa) wenn p in kPa angegeben
ist, und für ein gelösten Stoff entspricht die Aktivität seiner
Stoffmengenkonzentration in mol/l. Für die Reaktion aA + eE <-> xX + zZ ist die
Reaktionsenthalpie:  G = G° + RT ln [ax (X) * az(Z)] / [aa (A) * ae (E)] und im
Gleichgewichtszustand ist G = 0 => G° = -RT ln k d.h. k = e– G°/RT
- Temperaturabhängigkeit von Gleichgewichtskonstanten:
ln k2/k1 = H°/ R * (1/ T1 – 1/ T2)
- Elektrochemie:
- Faraday Gesetz: m= M / Z * L / F (m: abgeschiedene Masse, L:
Elektrizitätsmenge, F: Farraday-Konstante, und M / Z : die molare
Äquivalenzmasse)
- Elektrizitätsmenge L (in C):
L = I * t (Stromstärke I (in A) ; Zeit t (in s))
- Galvanische Zelle = Eine Zelle, die als elektrische Stromquelle dient.
Die Reaktion von Zink-Metall mit Kupfer II Ionen in wässriger Lösung ist ein
Beispiel für eine spontane Reaktion, bei der Elektronen übertragen werden. Diese
Reaktion kann ausgenützt werden um einen elektrischen Strom zu erzeugen:
Daniell-Element:
Zn(s) -> Zn2+ + 2e2e- + Cu2+ -> Cu (s)
: Zn (s) + Cu2+ -> Zn2+ (aq) + Cu
Die Halbzelle auf der linken Seite besteht aus einer Zink Elektrode, die in einer
ZnSO4 Lösung taucht. Die rechte Halbzelle besteht aus einer Kupfer-Elektrode in
einer CuSO4 Lösung. Die beiden Halbzellen sind durch eine poröse Wand getrennt
(verhindert Vermischung der Lösungen, ermöglicht Durchtritt von Ionen). Wenn
die beiden Elektroden über einen Draht verbunden werden, fliessen e- von der
Zink-Metall Elektrode zur Kupfer-Elektrode. An der Zink-Elektrode wird ZinkMetall zu Zink-Ionen oxidiert. Die dabei entstehenden e- verlassen die galvanische
Zelle durch diese Elektrode, die auch Anode genannt wird. An der Kupfer
Elektrode bewirken diese e- die Reduktion von Kupfer II Ionen zu Kupfer Metall.
- Elektromotorische Kraft (EMK) = das elektrische Potential einer galvanischen
Zelle.
G = -n *F *E (n: Anzahl Elektronen, F: Faraday Konstante, E:
elektromotorische Kraft. Damit G<0 muss E >0 sein)
- Elektrodenpotentiale: Je positiver / negativer das zugehörige Normalpotential,
desto stärker oxidierend / reduzierend wirkt es.
- Konzentrationsabhängigkeit des Potentials:
Für die Reaktion aA + eE <-> xX + zZ ist die Reaktionsenthalpie: G = G° + RT
ln [ax (X) * az(Z)] / [aa (A) * ae (E)] (a = Aktivität)
- Nernst-Gleichung: Mit der Nernst Gleichung kann die EMK einer beliebigen Zelle
berechnet werden, wenn die beteiligten Stoffe nicht in ihren Standardzuständen
vorliegen. Allg. Formel:
E = E° -(2.303 RT / nF ) log k
- Nernst Gleichung für Halbreaktionen bei 25°C:
E =E°+ (0.0592 / n) log ([Ox] / [Red]) Volt. Für [Ox] und [Red] die Aktivitäten der
beteiligten Spezies einsetzen.
- Formel für die Halbreaktion eines beliebigen Metalls:
E  E° + (0.0592 / n) log c (Mn+) Volt
Reduktionspotentiale an denen H+ Ionen mitwirken sind pH abhängig, diese
Tatsache kann zur pH-Wertmessung ausgenutzt werden -> potentiometrische pHBestimmung, pH-Meter.
- Praktischer Gebrauch von Galvanischen-Zellen: Blei-Akku., Leclanché-Element,
Ni-Cd-Zelle, Zn-HgO-Zelle. Als Taschenlampenbatterien benutzt man sogenannte
Trockenelemente.
- Das Leclanché-Element besteht aus einem als Anode wirkenden Zinkbehälter, der
mit einer feuchten Paste aus Ammoniumchlorid und Zinkchlorid gefüllt ist. Als
Kathode dient ein Graphitstab der mit Mangan (IV)-oxid umhüllt ist. (1.25 bis 1.5
V.)
Anode: Zn -> Zn2+ + 2e
Kath.: 2e + 2 MnO2 + 2NH+4 -> Mn2O3 * H2O +2NH3 .
- Die Nickel-Cadmium-Zelle kann ebenfalls wieder geladen werden (wie BleiAkku). Potential von etwa 1.4 V.
An.: Cd(s) + 2 OH- -> Cd(OH)2(s) + 2e
Kat.: e + NiOOH(s) + H2O -> Ni(OH)2 (s) + OH-
- Zn-HgO-Zelle:
An.: Zn + 2OH- -> Zn(OH)2 + 2e
Kat.: 2e + HgO + H2O -> Hg + 2OHEinheit: Volt = Joule/Coulomb
- Elektrolyse: Bei der Elektrolyse läuft der umgekehrte chemische Prozess ab (als bei
einer galvanischen Zelle), dazu muss dem Potential der Zelle ein äusseres Potential
entgegengesetzt werden, das mindestens so gross ist, wie die elektromotorische Kraft
der Zelle.
- Komplex- Verbindungen
- Komplexbildungskonstanten immer gross, GG rechts
- Metallatom /-ion = Zentralatom = Lewis-Säure (Ligand = Base: Gibt EEP)
- Ladung eines Komplexes ergibt sich aus d. Ladung d. einzelnen Liganden
- stabilste Komplexe aus Metall-Ionen mit hoher positiver Ladung
- an d. Bindungen in Komplexen d. Übergangsmetalle sind d-Orbitale d. Zentralatoms
beteiligt
- Koordinationszahl 6  Oktaeder (alle 6 Bindungen gleichwertig)
- einzähnige Liganden: können mit ZA jeweils nur eine Bindung eingehen.
- Chelatkomplex: Zweizähnige Liganden bilden mit dem ZA ringförmige Strukturen.
Bevorzugt 5-oder 6gliedrige Ringe. Stabiler als Komplexe von einzähnigen Liganden
(z.B.: EDTA)
- OZON = Oxidationsmittel (kann e- aufnehmen) diamagnetisch, gewinkelt, in
Stratosphäre erwünscht, in Troposphäre ein Schadstoff. Kurzwellige, energiereiche
Strahlung im Bereich zw. 200 und 310nm, Ozon ist die einzige Substanz, die
Strahlung in diesem Bereich stark absorbiert  ohne Ozon kann die Strahlung bis auf
die Erdoberfläche dringen  Flora und Fauna †.Ozon als Schutzschild unentbehrlich.
O2 (g)
 O(g) + O(g)
endotherm
O(g) + O2 (g)  O3(g) = Ozon
exotherm
O3(g) -hν
 O2 (g) + O(g)
O(g) + O(g)
 O2 (g)
exotherm
O3(g) + NO(g)  NO2(g) + O2 (g)
NO2(g) + O(g)  NO(g) + O2 (g)
------------------------------------------O3(g) + O(g)
 2 O2(g)
NO fungiert als Katalysator, erzeugt durch
unvollst. Verbrennung v. Benzin
CFxCl4-x(g)
 CFxCl3-x(g) + Cl ∙ (g)
FCKW : ihre Dämpfe gelangen in die
Atmosphäre wo sie durch die UV-Strahlung der Sonne vor allem in höheren Schichten
der Atmosphäre zersetzt werden. Dabei werden Chloratome abgespalten, die
insbesondere den Zerfall von O3 katalysieren.
Cl ∙(g) + O3(g)  ClO∙ (g) + O2(g)
2 ClO ∙ (g)
 Cl2O2(g)
Cl2O2(g) – hν  ClO2∙ + Cl∙
ClO2∙
 O2(g) + Cl∙
-------------------------------------------2 O3
 3 O2
- Stickstoffzyklus:
2*
N2 (g) + O2 (g)
2NO (g) + O2 (g)
3NO2 (g) + H2O (g)
katalytischer Zyklus von Ozon
 2NO (g)
 2NO2 (g)
 2HNO3 (l) + NO (g)
Cl-S-S-Cl ist Ox-Mittel!
- SCHWEFELVERBINDUNGEN Der durch natürliche Quellen verursachte SO2
Gehalt der Luft ist gering im Vergleich zu den Konzentrationen die sich in Städten und
Industriegebieten aufgrund menschlicher Aktivitäten aufbauen können. SO2 sehr
schädlich. Entsteht durch das Rösten sulfidischer Erze:
2 ZnS(f) + 3 O2(g)  2 ZnO(f) + 2 SO2 (g) -> SO2+ ½ O2  SO3 REDOX!
Organ. Substanz
- Grösserer Teil aus der Verbrennung von Kohle und Erdöl. Vermutlich wird der
grösste Schaden nicht durch das SO2 selbst verursacht, sondern durch sein
Oxidationsprodukt SO3:
SO3(g) + H2O(fl)
 H2SO4 (aq) saurer Regen
(auch durch H2SO3, HNO3)
- „Abfangen“ des SO2 durch Kalk (CaCO3):
CaCO3 (f) + H2SO4  CO2 (g)+ H2O +CaSO4 -> Gesteinszersetzung da Löslichk.
CaO(f) + SO2 (g)
 CaSO3 (f)
- HÄEMOGLOBIN Verantwortlich für O2 Transport im Blut. CO kann eine sehr
starke Bindung mit Fe eingehen, die Affinität von Fe zu CO ist viel stärker als die zu
O2  geringe Menge CO kann beachtlichen Teil des Hämoglobins im Blut für den
Sauerstofftransport blockieren. Die Hämgruppe im Hämoglobin ist ein Chelatkomplex
des Fe2+. Die Häm-Gruppe ist ein Porphyrin = Chelatkomplex mit einem 4zähligne
Liganden der sich vom Porphyrin ableitet.
FeII + O2  FeIII (O2 wird zu Superoxid O22-); Fe2+ von 6 Liganden umgeben
wird zu d2sp3  frei für Liganden
- TRINKWASSERAUFBEREITUNG
Grobfiltration, Sedimentation (beschleunigen mit CaO, Al2(SO4)3, Filtration durch
Sand, Belüftung, Entkeimung: Cl2(aq) + H2O (f)  HClO (aq) + H+(aq) + Cl-(aq)
- WASSERENTHÄERTUNG
Wasserenthärtung= Konz. Ca2+/Mg2+ erniedrigen. Wasser mit hohem Ionenanteil
hat Nachteile: Bilden mit Seife unlösl. Niederschläge und Kalkbildung:
Ca2+ (aq) + 2 HCO3- (aq)
 CaCO3 (f) + CO2 (g) + H2O (fl)
Eine Methode zur Verminderung der Wasserhärte: Na2CO3 (Soda) + CaO
(gebrannter Kalk, der zu Ca(OH)2 umgewandelt wird) addieren  Ca2+ werden als
CaCO3 Ionen ausgefällt, Mg2+ als Mg(OH)2
- Wasser mit hohem HCO3- Gehalt::
2 Ca2+ (aq) + 2 HCO3- (aq) + 2 OH- (aq) 2 CaCO3 (f) + 2 H2O (fl)
- Wasser ohne Bicarbonat::
Mg2+ (aq) + 2 CO32- (aq) + 2 H2O (fl)  2 HCO3- (aq) + Mg(OH)2 (f)
- Seife: polarer Teil  WW mit H2O
apolarer Teil  WW mit Fett
- AUTOBATTERIE (BLEIAKKUMULATOR)
Pb(f) + SO42-(aq)
 PbSO4(f) + 2 eEox =0..356V
PbO2(f) + SO42-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e-  PbSO4(f) + 2 H2O (fl) Eox =1.685V
--------------------------------------------------------------------------------Pb(f) + PbO2(f) + 4 H+(aq) + 2 SO42-(aq)2 PbSO4(f) + 2 H2O (fl) EZelle= + 2.041V
Schwefelsäure wird verbraucht. Je höher pH desto leerer, je kl. Dichte desto leerer
- KORROSION
Metalloberfläche wird beschichtet(zB mit Zink, oxidiert besser  schützt Fe),
damit O2 aus der Luft nicht in Kontakt treten kann mit dem Metall ( Oxidation)
z.B.: Fe – 2 e Fe2+
4 H+ + O2 + 4 e 2 H2O
-------------------------------------------------------2 Fe + 4 H+ + O2
 2 Fe2+ + 2 H2O
- SUPEROXID-CHEMIE (Raumshuttle) O22- = Superoxid
1.) K, Cs oder Rb (Reduktionsmittel) + O2  MO2
2.) 2 K O2 + 2 H2O
 2 K+ + 2 OH- + O2 + H2O2
 O2 ist o.k., aber OH- und H2O2 müssen eliminiert werden
3.) OH- + C O2
 HCO3- (Hydrogencarb.)
4.) 2 H2O2
 2 H2O + O2
Atmung Astronaut: O2-Herst. mit Superoxid. Li, Na statt K, Cs (zu starkes OxMittel)
würde O22- machen
- H2O2 –CHEMIE  disproportioniert spontan
H2O2 + 2 H+ + 2 e 2 H2O
H2O2
- 2 e O2 + 2H+
------------------------------------------H2O2
 O2 + 2 H2O
- MALEREI
PbCO3 (weiss) + H2S (in geringen Mengen in Luft)  PbS (schwarz + H2CO3)
H2CO3
 CO2 + H2O
alte Bilder werden schwarz
PbS + 4 H2O2  PbSO4 (weiss,schwer lösl.) + 4 H2O
Restauration!
- OXIDE
1.) SO2 + H2O
 H2SO3
2.) Fe2O3 + 6 H+  Fe3+ + 3 H2O
3.) CO2 + H2O
 H2CO3
4.) BaO + H2O
 Ba(OH)2
PSE)
5.) Na2O + H2O
 2 NaOH
 Tonband, magn. Beschichtung
Oxid (SO2) wird sauer (O + rechte Atome
PSE)
Oxid wirkt basisch (O + linke Atome
- STATUE
Harnstoff [( NH2)2C=O] + Ba(OH)2
 BaCO3 + 2 NH3 
2 BaCO3 + 2 SO2 + O2
 2 BaSO4 + 2 CO2 
Mann nimmt BaCO3 anstelle von CaCO3 (Kalk), da das entstehende BaSO4 in
Wasser viel weniger gut löslich ist als das im Falle der Verwendung von CaCO3
entstehende CaSO4 !!!
BaCO3 = CaCO3 in der Löslichkeit, mit saurem Regen
ändert KS aber!
- WASCHMITTEL Seife: apolarer Teil + polarer (geladener) Teil:
= Seife (Tenside)
Weil die Oberfläche der Micellen negativ geladen ist, stossen sich die einzelnen
Micellen ab, anstatt gr. Komplexe zu bilden. Die Reinigungswirkung der Seife rührt
daher, dass die apolar öligen Moleküle, welche Dreck tragen, im Innern der
Micellen eingesperrt und mit der Seife fortgewaschen werden. Kein Phosphat, da
Dünger  Algen wachsen  Fischsterben
- BÜECHER
(Al2{SO4}3) + H2O  Papier wird brüchig SO42- + 2 H+  H2SO4 (macht H+)
verhindert, dass Tinte läuft
Fe3+ + H2O  Fe(OH)2+ + H+
Papier in starke Base(reagiert mit H+, sonst
zersetzt
Al3+ + H2O  Al(OH)2+ + H+
H+als Kat Cellulose) tauchen, damit das H2O
nicht die Cellulose, sondern eben das Fe3+ / Al3+
angreift)
Base: Ba(OH)2, Ca(OH)2
- EDTA
-Anwendung:
- Hartes Wasser (enthält Ca2+/Mg2+) mit Seife  Niederschlag, Seife wirkt viel
schwächer  Phosphat als Chelat ins Waschpulver geben  Phosphat
komplexiert Ca2+/Mg2+
Heute: Phosphat verboten, da umweltschädl. Ersatz: EDTA,neuer: Polydentat)
EDTA:
- Mikroorganismen versuchen, das von ihnen benötigte Eisen mit Hilfe
hochwirksamer, Chelatbildender Liganden unserem Körper zu entziehen. Auf
der anderen Seite hält unser Körper das Eisen ebenfalls durch starke
Komplexbildung fest. Wissenschaftl. Untersuchungen haben ergeben, dass die
Chelatbildung i.d. Bakterien bei erhöhtem Fieber unterdrückt wird  Fieber =
Abwehrmassnahme des Körpers gegen Bakterien
- Bleivergiftung: Einnahme von Na2[CaEDTA] verordnet. EDTA bildet mit Blei
einen wasserlöslichen Chelatkomplex, der durch das Urin ausgeschieden wird.
- Eisenmangel: Durch Chelatkomplexe das Eisen binden. Mikroorganismen passen
sich diesem Problem folgendermassen an: Sekretion eines Eisen-bindenden
Komplexes (=Siderophore). Dieser formt einen sehr stabilen Komplex mit Fe3+.
Dieser Komplex wird Ferrichrome genannt.
- 6-zähniger Ligand (4 O-, 2 N); Bsp: Co3+ braucht 6 Liganden  Co(EDTA)
- Kupfer-entfernende-Chelatbildner: EDTA und Schwefel
- ZÄHNE
Ca10(PO4)6(OH)2 [Zahnschmelz] + 8 H+  10 Ca2+ + 6 HPO42- + 2 H2O
Ca10(PO4)6(OH)2 + 2F  Ca10(PO4)6F2 + 2 OH- => Zahnschmelz mit Fluor ist
weniger anfällig für Säure
- TIEFSEETAUCHER
gr. Tiefen = hoher Druck  Löslichkeit der Luft im Blut erhöht. Zu schnelles
Auftauchen  Druck zu schnell verringert  Luftblasen  Tod. O2 und He anstatt O2
und N2 weil He in Körperflüssigkeiten weniger löslich ist als N2.
- BLUTPUFFER
pH = 7,4 durch H2CO3/ HCO3- [H2CO3 ↔ CO2 + H2O; H2CO3 ↔ H++ HCO3- ] und
H2PO4- / HPO42-. CO32- ist nicht im Blut als Puffer vorhanden, da es eine zu starke
Base ist. [HCO3- ↔ H+ + CO32- ]
Hyperventilation: zuviel Luft eingeatmet  mehr O2 an Hämog. Und mehr H+im Blut.
Um mehr O2 abzugeben, wird H+-Konz. erhöht und so GG nach links verschoben
durch Plastiksachatmen (mehr CO2). H+ + HCO3-  H2O + CO2
HbH+ + O2  H+ + Hb(O2), Hb = Hämoglobin
- VERBRENNUNG
es entstehen CO2, H2O, SO2 (schädlich), N2
 CaO + SO2  CaSO3 schwer, sinkt  weniger schädlich
- MOLMASSE
- Spektroskopie
- p*V = n*R*T
- osmot. Druck  = nRT/V
- v = 3RT/M
- DAMPFDRUCKKOCHTOPF
Kochen über Siedepunkt ist möglich, da Druck erhöht.
- HERZKLOPFEN
Ca2+, K+, Na+-Konz. ist innerhalb und ausserhalb der Zelle verschieden
[K+]extern (4mM) [K+]intern (135 mM)
E = 0-(61.5mV)log 135/4 = -94mV. Variation des Potentials dieser
Konzentrationszelle führ zu Herzklopfen: Konz, Poren öffnen, Konz.ausgleich,
Muskelkontraktion durch elektrische Signale
- SCHWEFELCHEMIE
- S8 + 8SO32-  S2O3- S2O82-:
Peroxid
-
- HYDROLYSE VON ESTERN
- REDOX
OX Zahlen bestimmen
Sauer: e-, H2O, H+; Basisch: e-, OH-, H2O
- (SO3)3:
- FAKTOREN DER LöSLICHKEIT
- Temp: T   L  für Gase; L  für Salze(meistens)
- Druck: p  L  für Gase (Taucher)
- H-Brücken
gut lösliche Salze: NO3-, CH3COO-, Li, Na, K
unlöslich: CO32-, S2-, PO43-, OH- TREIBHAUSEFFEKT
- CO2-Konz. durch indust. Rev. Extrem
gestiegen in Atmosphäre  Temp 
- anthropogene Änderungen: CO2, H2O, CH4 absorbieren Infrarot  Wärme bleibt
an Erdoberfläche, da zurückgestrahlt  Wüste: nachts kalt, kein CO2 usw. da
- SMOG
organ Teile durch Ox-Prozesse entstanden, schweben in Luft, absorbieren UV-Licht
 braune Luft. Autoauspuff: RCOOR, RCOH, RCOOH (Verbrennungsprodukte)
mögl. Rkt: KW und Aldehyd reagieren mit O2 und NO2 zu Peroxiden (brennbar)
- APOTHEKE
- Alkoholrausch: gibt schwache Base  CO2 entsteht  pH erhöhen
- Nicotin + H2O  basische Lsg, da zwei N je ein lone-pair haben (NADH)
- Arzneimittel (Zersetzung bei 40°C)gelöst in Ethanol (Sdp 78°C) separieren 
Druck erniedrigen
- RöNTGENBILDANALYSE
übergangsmetall im Zentrum, KZ bestimmen (6 für Cu), Liganden brauchen lonepairs (4N, 2O), Formel Cu(Pyridin)4(CrO7)2, H-Brücken, SO4 über O komplexiert
- d-ORBITALE
Farben: es braucht leere d-Orbitale. Möglich bei high und low spin
- PLATIN
Arznei gegen Krebs (cis), trans ist giftig, bildet Komplexe  zerstört DNS + Zellen
- KOMPLEXBILDNER BEI FOTOS
Ag  Ag+; Ag+ + e- + Licht  Ag0 Belichtung
Ziel: nicht belichtetes Ag+ entfernen mit Thiosulfat (S2O3)2-, SO4 bindet zu schwach
Sonnenbrille: AgCl  Ag (Metall) +Cl-, reversibel!!!!, in Sonne dunkler, Photorkt
- CHLOR (SCHWIMMBAD)
Cl2 + H2O  ClOH + HCl
ClOH + Ca2+  Ca(Ocl)2 ein Salz, tötet (oxidiert) Bakterien
- BRENNSTOFFZELLE
Anode: 2 H2 + 4 OH-  4 H2O + 4 eKathode: 4 e- + O2  4 OH- G
G = -RTlnK;
G = H - TS;
2 H2 + O2  2 H2O
S > 0  Unordnung 