Allgemeine Chemie

• innerhalb einer HG (daher von oben nach unten)

  • basischer charakter der Hydroxide: steigt

    • da größere Entfernung zum Kern, wird weniger stark festgehalten

  • Säurestärke von H- Verbindungen:

    • nimmt zu

    • da die Ladungsdichte der resultierenden Anionen immer kleiner wird

  • Hydratationsenthalpie 2- wertiger Kationen: fällt

    • wegen geringerer Ladungsdichte

  • Elektronegativität: fällt

  • 1. Ionisierungsenergie: fällt

    • da e- immer schwächer gebunden sind

• ist N2

  • da N 5 Valenzelektronen hat (7-2)

    • sind die e- in den S und P Orbitalen

    • N ist in der 5. HG des 2. Energieniveaus

  • rechts und links sind identisch

• Mitte der Abbildung:

  • bindenden bzw. antibindenden Bindungsorbitale

-> Verdampfungswärme!

• Delta(Q) ist für einen Prozess dargestellt, der bei 100°C einsetzt

1. Energie kann zwar von einer Form in eine andere umgewandelt aber weder erezugt noch vernichtet werden.

1. Die Entropie eines idealen Kristalls am absoluten Nullpunkt der T = 0

permanetes Dipolmoment:

• wenn Schwerpunkt positiver- und negativer Partialladung NICHT zusammenfallen

beim Bsp: 2 und 3!

• 1 und 4 sind Punktsymmetrisch, daher fallen beide Schwerpunkte zusammen

• 2 und 3 haben ein permanentes Dipol, da sie achsensymmetrisch sind!

  • Die Schwerpunkte fallen nicht zusammen

EN = Elektronegativität

• H = 2,2

• C = 2,5

• F = 4

Bindungen:

• Ionenpaarbindung ab EN- Differenz > 1,7

bei EN- Differenz von 0:

• kovalente Bindung

• Metallbindung

= bilden sich aus dem selben Element und weisen denselben Aggregatzustand auf, sind jedoch unterschiedlich aufgebaut

Bsp.: C

• Disauerstoff und Ozon

• Graphit und Diamant

• sind diejenigen die sich schneller bilden

  • entstehen bei milden Reaktionsbedingungen

  • meist reversibel

1. Korrekt

   • thermodynamische Produktkontrolle = bei hohen T

2. Korrekt

   • gegenteil von dritter Aussage

3. Korrekt

4. Falsch

Bsp.:

• Bindungszahl:

  • eines Atoms in einem Molekül = Anzahl der Elektronenpaarbindungen zu benachbarten Atomen

• Bindungsordnung:

  • 0,5 * (Zahl der e- in bindenden - Zahl der e- in antibindenden Orbitalen)

• KZ:

  • = Anzahl der an ein Zentralatom / -ion gebundenen Atome in einem Komplex.

Allgemein:

-> 0. Ordnung

= pro Zeiteinheit wird immer die gleiche Menge umgesetzt

• die Geschwindigkeit der Reaktion = konst.

-> 1. Ordnung

= Mengenunabhängige HWZ

• folgende Formel gilt bei Reaktionen 1. Ordnung:

• HWZ = Hälfte der Ausgangsmenge eines radionuklids abgebaut wird.

  -> radioaktive Zerfall (=Abbau) folgt daher klassischerweise einer Kinetik 1. Ordnung

-> 2. Ordnung

= Reaktion, deren Geschwindigkeit von einer Reaktandenkonzentration in der zweiten Potenz/ Reaktandenkonz., jeweils in der ersten Potenz abhängig ist.

• 2. Ordnung:

Brönsted:

• Säuren = Protonen- Donatoren

  • Basen = H+ Akzeptoren

Lewis:

• Säuren = e- Paar Akzeptoren

  • Basen = e- Paar Donatoren

HSAB:

• = Weichheit

• weiche Basen = große Teilchen mit geringer Elementarladung

  • Bsp. I-

• Entropiezunahme:

  • es gilt: Delta(G)= Delta(H) - T * Delta(S)

  • wenn Delta(S) positiv -> Entropie steigt

• wenn DeltaH < 0 = exotherm, bei >0 endotherm

• wenn Gitterenergie kleiner, liegt ein Energie- Gewinn vor!

  -> Lösung wird wärmer

• Übersteigt Solvatationsenthalpie die Gitterenthalpie des Festkörpers,

  -> erwärmt sich die Lösung

• weil: je stärker Ionen in einem Gitter aneinander binden, desto fester das Gitter

• die Gitterenergie wird bei exothermen Bildungen von Salzen aus dem Element frei!

• weil: die stärker der Anziehung von der Ionenladung abhängt.

  • Stärke der wechselseitigen Anziehung nimmt mit der Ionenladung zu

• je kleiner die Oberfläche, desto größer die Ladungsdichte und desto größer die WW- Anziehung

  • daher große Gitterenergie bei kleiner Oberfläche

• darf keine kinetische Hemmung bestehen

• muss exergonisch (=FREIWILLIG) verlaufen

• endergonisch = Delta(G) > 0

  • Reaktionen laufen nicht freiwillig ab

• exergonisch = Reaktion verläuft freiwillig

• endotherm = Delta(H) > 0

  • Reaktionen verbrauchen Energie

• isoelektronische Sub. haben dieselbe Atomanzahl

  • + dieselbe Elektronenanzahl

  • + elektronenkonfiguration

• Koordinationszahl 5:

  • quadratische Pyramiden

  • trigonale Bipyramiden

    -> alle geometrischen Figuren mit 5 Ecken

• quadratisch-planare und tetraedrische: 4 koordinative Bindungen

Liganden:

• Bsp.:

  • Ethylendiamin

  • EDTA

  • Ethan-1,2-dithiol (quasi Analog zum ersten)

  • Penicillamin

• zählen zu den van der Waals Kräften

• beruhen auf:

  • induzierten Dipolen

• wirken zwischen allen Arten von Molekülen

• D. Kräfte zwischen 2 gleichen Molekülen nimmt mit steigender Polarisierbarkeit (Weichheit) der Elektronenhülle zu

  • je leichter Elektronenhülle verformbar ist, desto leichter kann Dipol gebildet werden

• Schmelz- und Siedepunkte sind deutlich höher

  • wegen H- Brückenbindungen

  • Bsp. NH3, H2O, …

• Gemisch aus O2 + H2 ist bei Raumtemperatur metastabil

  • daher stabil gegen kleine Änderungen

  • instabil gegen größere!

• mit Palladium und Platin kommt es zur schnelleren Reaktion, da Kat.

  • Aktivierungsenergie wird herabgesetzt

• T- erhöhung: beeinflusst Geschwindigkeiten der hin- und Rückreaktionen unterschiedlich stark

  • bei T- erhöhung: Rückreaktion verläuft schneller, da mehr Produkt vorhanden ist

    -> Massen- Wirkungsgesetz

• durch bildung reaktiver Zwischenstufen an Reaktion beteiligt

• Kat. wird idealerweise nicht verbraucht

• senken Aktivierungsenergie der Reaktion, die er katalysiert

  -> Reaktion wird beschleunigt

• verändert die Kinetik

  -> niemals die Thermodynamik!

• es genügen kleine Mengen des Katalysators, um große Mengen der Reaktionspartner umzuwandeln

polar- aprotische LM:

• = polar aber nicht in der Lage H+ aufzunehmen/ abzugeben

• Bsp.:

  • Acetonitril

  • N,N-Dimethylformamid

  • Dimethylsulfoxid

• Zink + HCl -> H2

  • klassische Reduktion

• es bildet sich atomares H

• -1 bis +1

• extrem schwache Säure

• n = V / Vm

  • 11,2 Liter / 22,4 l/mol = 0,5 mol H2O= = H2

• n= m/M

  • 0,5 mol * 2g/mol = 1g H2

  • Antwort C

• K(a) = Dissoziationskonstante

  • abhängig von Säure- Stärke

• alpha = Dissoziationsgrad

  • Abhängig von äußeren Einflüssen (pH- Wert)

• c(0) = Konzentration des Analyten

Gl.:

• = quantitative Fassung des Ostwald´schen Verdünnungsgesetzes.

  • beschreibt den Dissoziationsgrad von z.B. schwachen Säuren.

• 1,54 * 10^-10 m

  • = Angström