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MedAT Kim > Chemie > Flashcards

Chemie Flashcards

1
Q

Aerosol

A

Heterogen. Flüssig/fest - gasförmig. ZB. Nebel

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2
Q

Atom

A

Griech. Atomos = unteilbar

Ca. 10^-10m groß.

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3
Q

Unit

A

1u = 1,66 • 10^-24g
Massenzahl für 1/12 der Masse eines C12 Atoms.
Zur atomaren Massen Bestimmung von Isotopengemischen.

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4
Q

Mol

A

Stoffmenge. In 1Mol eines Stoffes sind 6,022 • 10^23 Teilchen -> Avogadro Zahl [Teilchen/Mol]
Masse eines Mols in g = relative Atommasse (1,66 • 10^-24g)

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5
Q

Isotope

A

Gleiche Kernladungszahl, aber unterschiedliche Neutronen Zahl eines Atoms.

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6
Q

Wasserstoff Besonderheit ?

A

Isotop 1H hat Kern der kein Neutron enthält. Daher H+ = Proton

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7
Q

Neutronen Aufgabe ?

A

Schirmen Ladung der Protonen voneinander ab. Da sich der Kern sonst selber auflösen würde

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8
Q

Wenn zu viele oder zu wenig Neutronen ?

A

Element wird instabil. Wandelt sich spontan in anderes Nuklid um –> radioaktiv

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9
Q

Orbital?

A

Ort um Atomkern, an dem ein bestimmtes e- sehr wahrscheinlich ist.

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10
Q

Hauptquantenzahl?

A

n … 1,2,3
Abstand der Elektronen zum Kern.
Beginnend mit K (innen) Schale mit n=1, L, M…

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11
Q

Nebenquantenzahl?

A 
l = 0,1,2... 
Gibt Art des Orbitals an 
l = 0 => s-Orbital -> kugelförmig 
l = 1 => p-Orbital -> Hantelform
l = 2 => d-Orbital -> 4 Kügelchen 
l = 3 => f-Orbital -> zB. mit Saturn Kreis
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12
Q

Magnetquantenzahl

A

m -> wie sind Teile ausgerichtet in x,y,z

+l und -l bei n = 2 -> l = 0/1

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13
Q

Spinquantenzahl

A

s = +1/2 oder -1/2
Gibt an in welche Richtung e- dreht
Pro orbital nur 2 e- möglich

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14
Q

Emulsion

A

Heterogenes Gemisch zB.

Zwischen Wasser und Öl

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15
Q

Pauli Prinzip

A

Kein e- hat den selben Ort => kein Elektron hat den gleichen Energiezustand

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16
Q

Valenzelektronen

A

Die e- der äußeren Schale. Ne diese können chem. Bindungen eingehen. ZB Natrium 3s1

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17
Q

Oktettregel

A

Energetisch besonders günstiger Zustand wenn äußere Schale voll besetzt = 8 Valenzelektronen. Auch Edelgaskonfigiration genannt. Ausnahme: erste Schale. Diese ist bereits mit 2e- voll besetzt

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18
Q

Hundsche Regel

A

Energetisch gleichwertige Orbitale werden erst alle mit gleichem Spin besetzt. Dann kommt erst der Gegenspinn hinzu. ZB. Px, Py, Pz werden erst alle 3 mit +1/2 besetzt dann erst mit -1/2

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19
Q

Wie viele natürlich vorkommende Elemente gibt es?

A
  1. bis Uran. ! Insgesamt 112 bekannt. Rest wird nur künstlich hergestellt. Ab 100 Halbwertzeit extrem gering.
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20
Q

Periodensystem

A

Waagrecht: Perioden -> Schalen

Senkrecht : Gruppen -> ähnliche Chem. Eigenschaften

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21
Q

Metallische Elemente

A

Links im System.
Sowie alle Nebengruppen Elemente.
Metall meist Kation (+)
Gehen Ionenbindungen ein

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22
Q

Kleinstes Atom?

A

Helium

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23
Q

Elektronegativität

A

Fluor ist am elektonegativsten. Erhält daher den höchsten Wert (4).
Dieser Wert nimmt im System von rechts nach links und oben nach unten ab.
F zieht e- am stärksten an. Dadurch wird polarisiert -> Kovalente Bindung

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24
Q

sp2 Hybridisierung

A

Liegt bei C=C Doppelbindungen vor.

1s + 2p Orbitale gleichen sich an. Das 3.p Orbital bleibt auf höherer Stufe. Energetisch günstiger als sp3.

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25
Q

Metallbindung

A

Metalle sind in Kristallgitter angeordnet, indem die Valenzelektronen delokalisiert sind. Daher ist ihr Verhalten mit Gasen vergleichbar -> Elektronengas -> sehr gute El. Leitfähigkeit
Undurchsichtig. Verformbar. Es gibt keine Moleküle

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26
Q

Halbmetalle

A

Leiten Strom nur schlecht. Leitfähigkeit steigt mit Temperaturzunahme

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27
Q

Dipol Bildung ?

A

Schwerpunktverlagerung der Ladung durch freie e-Paare oder untersch. starke Ladung. Zb Wasser.

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28
Q

Wasserstoffbrückenbindung

A

Starke Dipol-Dipol Bindungen. Entstehen durch Kohäsionskräfte zwischen Dipolmolekülen. ZB Wasser 2H+ + O2-
Etwa 40kJ/mol

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29
Q

Winkelgrösse zwischen H Atomen des Wassers?

A

105°

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30
Q

Van der Waals Kräfte

A

Bei unpolaren Molekülen bilden sich temporäre Dipole durch Reibung. Ca. 10kJ/mol

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31
Q

Alkane?

A

Einfachbindungen der Kohlenwasserstoffe
CnH2n+2.Methan: Form: Tetraeder -> Winkel 109,5° -> C Atom sp3-hybridisiert
Methan. Ethan. Propan. Butan. Pentan. Hexan. Heptan. Octan.Nonan. Decan .. Bei Raumtemperatur gasförmig. Mol. Masse, Schmelz- und Siedepunkte nehmen mit steigender Kettenlänge zu

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32
Q

Konstitutionsisomere?

A

Gleiche Summenformel aber andere Struktur.

Unterscheiden sich in physikalischen Eigenschaften zB. Siedepunkt.

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33
Q

Alkene

A

CnH2n
Bei mehr als 2 Doppelbindungen: Diene
Ungesättigt. sp2 Hybridisiert.
Reaktionsfreudig. Doppelbindung muss mit Nummer angegeben werden

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34
Q

Alkine

A

CnH2n−2

sp-hybridisiert.

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35
Q

Alkohole: primär sekundär …

A

Wie viele Reste sind an dem C Atom, an dem hydroxy Gruppe hängt. (An Alpha-C-Atom)

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36
Q

Ein- und mehrwertige Alkohole

A

Anzahl der OH-Gruppen

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37
Q

Ether

A

R-O-R

Apolar- nicht mit Wasser mischbar
Wenn Alkohol Wasser entzogen wird, entsteht Ether

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38
Q

Thiole

A 
Schwefel nimmt Platz von Sauerstoff ein
H-S-H / R-S-H / R-S-R
Schwefelwasserstoff/ Thiol/ Sulfid
Bindung nicht so stark wie Wasser. 
Homolog zu Alkoholen. 
-thiol
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39
Q

Amine

A 
Enthalten Stickstoff [N] 
Derivate des Ammoniak NH3
Tetraeder. 
NH2 -> Aminogruppe
Primär/sek... Bezieht sich hier auf substituenten am Stickstoff selbst
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40
Q

Aldehyde/Ketone

A

Carbonylgruppe [C=O]
Aldehyde: R-CHO entstehen aus primären Alk.
Endung -al. H-CHO Formaldehyd (am Ende/Anfang des Moleküls)

Ketone: R-C=O-R entstehen aus sek. Alk. C=O (mittig im Molekül). Substituenten Seite wird mit D/L benannt
Endung -on

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41
Q

Carbonsäuren

A

Carboxylgruppe [COOH]
Stark polarisiert.
-Säure

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42
Q

Mesostabilisiert

A

O=C—O(-)
Elektron springt ständig zwischen O und O hin und her –> Ladungsverteilung
Mesomeriepfeil anders als Ggw Pfeil !!

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43
Q

Emission

A

Licht entsteht durch e- Sprung in andere Hülle und somit Energie Abgabe

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44
Q

(Hydr)oxonium-(ion)/Hydroniumion

A

H3O+

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45
Q

Atomradien

A

Von links nach rechts => -

Von oben nach unten => +

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46
Q

Ionenbindung

A

Anionen + Kationen/Metall+Nichtmetall = Salz -> Kristallgitter
Elektrostatische Anziehungskraft von Elementen, die weit auseinander liegen. Stark unterschiedliche Elektronegativität!
Na + Cl -> Na+ + Cl- —> NaCl
Bindung zwischen Ionen 400 kJ/mol
E-Paare werden angezogen von el. negativerem Atom.
Polarisation -> Dipolbildung

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47
Q

Atombindung/Elektronenpaarbindung/kovalente Bindung

A

Zwischen 2 Nichtmetallen. Geringer elektronegativer Unterschied -> kein e- Diebstahl möglich
Daher Überlagerung von 2 Orbitalen zu einem => Elektronenwolke
Edelgaskonfigiration erreicht durch e- Teilung
E- werden behalten -> elektrisch neutrale Atome. Gerichtete Bindung mit Räuml. Ausrichtung. Einfachbindungen noch frei drehbar. Wird so genannt, da nur Valenzelektronen miteinander reagieren.

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48
Q

sp3 Hybridisierung

A 
Tetraeder mit 109,5° Winkel abstand. 
2s-Orbital Energie wird angehoben
2p-Orb. Energie wird abgesenkt -> 
4 energetisch gleichwertige Orbitale. zB.  Methan CH4 
(1s ist davon nicht betroffen!!)
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49
Q

Veresterung

A

Carbonsäure + Alk = (Carbonsäure)Ester
Organ. Säure + Alk
Aromastoffe in Lebensmitteln
Cyclische Ester -> Lactone

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50
Q

Salze

A

Kation + Anion / Metall + Nichtmetall = Gitter

Hart. Brechen ab bei Verschiebung. Wasserlöslich.

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51
Q

Seife

A

Langkettiges Salz der Carbonsäure
Carboxygruppe hydrophil
C-Kette hydrophob —> amphiphil

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52
Q

Amphiphil

A

Ein hydrophiles Ende und ein hydrophobes Ende

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53
Q

Mizelle

A

Kugelschale. Negativ geladene Köpfe zeigen nach außen (hydrophil), die
Schwänzchen nach innen (lipophil) => amphiphil.
So bildet sich ein Tropfen/Kugel. Im Inneren können (wasserunlösliche) Teilchen eingelagert und transportiert werden.

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54
Q

Cycloalkane

A

CnH2n
Ringförmig.
Cyclohexan: uneben gebauter, ungespannter Ring.

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55
Q

Aromaten

A

Konjugierte Doppelbindung mit ungerader Anzahl

Mesomerisierte Strukturformel

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56
Q

Benzol

A

Bekanntester Aromat. C6H6
sp2 Hybridisiert.
Bindungswinkel 120°
Doppel Ladungswolke durch Mesomerie. Hydrophob. Kanzerogen

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57
Q

Phenole

A

Aromatische Alkohole

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58
Q

Heterocyclen

A

Ringstruktur enthält außer C-Atomen noch Fremdatome. ZB. Sauerstoff. Es gibt 5 und 6 gliedrige stabile Aromate und Aliphate

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59
Q

Aliphatisch?

A

Cyclische und acyclische Verbindungen aus C und H —> Gegenteil sind Aromaten. Diese haben Doppelbindungen

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60
Q

Stereoisomere

A

Gleiche Bindungsmuster und Nachbarn, unterschiedliche räumliche Anordnung =>
Konformationsisomere und
Konfigurationsisomere
Nicht verwechseln mit Konstitutionsisomeren!!!

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61
Q

Ideale Gasgleichung

A

p • V = n • R • T

Druck•Vol=Stoffme•ideale Gaskonstante•Temp

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62
Q

Konformere/Konformationsisomere

A

Einfachbindung. Sind um ihre Bindungsachse frei drehbar => können sich ineinander umwandeln. C-C. Sessel + Wannenform möglich => Stereoisomerie

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63
Q

Konfigurationsisomere

A

Enthalten Doppelbindung. Daher nicht mehr frei drehbar. Umwandlung von allein nicht möglich.
Cis (Z): Methylgruppen liegen auf gleicher Seite
Trans (E = entgegen): Methylgruppen auf entgegengesetzter Seite der Doppelbindung. Energieärmer, da sich Methylgruppen hier weniger voneinander abstoßen
—> unterschiedliche physikal. Eigenschaften
Zur Umwandlung ist Energiezufuhr nötig =>
Diastereomere und Enantiomere

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64
Q

Chirale Verbindungen

A

Enantiomere: Verhalten sich wie Bild und Spiegelbild —>
Kommen durch Drehung NICHT zur Deckung!
Chiralitätszentrum ist sp3 hybridisiertes C-Atom
—> unterscheiden sich nicht in Eigenschaften
Werden oft als Drehrichtung angegeben (+) rechts im Uhrzeigersinn und (–) => links zB Milch
Gleiche Konstitution, unterschiedliche Konfiguration und keine Konformere

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65
Q

D/L Nomenklatur

A

Einteilung chiraler Moleküle für Zucker und Aminosäuren
Waagrechte Fischer Schreibweise - zeigt hier funktionelle Gruppe nach rechts => D
Nach links => L

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66
Q

R/S Nomenklatur

A

Substituenten am Chiralitätszentrum wird Priorität zugeordnet. 1

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67
Q

Diastereomere

A

Moleküle mit Doppelbindung und Chiralitätszentrum. Dadurch ist keine Drehung mehr möglich. (=Keine Enantiomere, da keine Rotation). Daher hat jedes Molekül 2 Varianten.
Substituenten auf gleicher Seite: cis- bzw. (Z)-Anordnung
Substituenten auf entgegengesetzter Seite:
trans- bzw. (E)-Anordnung
=> Konfigurationsisomere

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68
Q

Hydroxidion

A

OH-

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69
Q

Protonendonator

A

Säure
Gibt Protonen ab
H3O+

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70
Q

Protonenakzeptor

A

Base
Nimmt Protonen auf
OH-

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71
Q

HCl

A

Salzsäure

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72
Q

Massenwirkungsgesetz

A

c[C]•c[D] Produkte
–––––– = K
c[A]•c[B] Edukte

c = Konzentration in Mol 
K= GGWkonstante
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73
Q

K (Gleichgewichtskonstante)

A

K > 1 Ggw auf Produktseite

1 > K Ggw auf Eduktseite

74
Q

Exotherm

A

Wärme wird frei

H

75
Q

Endotherm

A

Wärme muss zugeführt werden damit Reaktion abläuft

H > 0

76
Q

Enthalpie

A

H
Innere Energie (Änderung) einer Reaktion
Reaktionswärme

77
Q

Freie Reaktionsenthalpie

A

G (Gibbs) = H - T • S
Freie Enthalpie = Enthalpie - Temp • Entropie
Gibt an ob Reaktion freiwillig abläuft
G > 0 endergon
0 > G exergon
Kann auch als Triebkraft einer Reaktion bezeichnet werden. Sinkt im Laufe der Reaktion ab.

78
Q

Katalysator

A

Beschleunigt Reaktion ohne sich selbst zu verändern
z.B. Enzyme
Senkt Aktivierungsenergie und erhöht Reaktionsgeschwindigkeit
Erhöht nicht Ausbeute. Verschiebt nicht Ggw.

79
Q

Stoffgemische

A

Lösung

80
Q

Molarität

A

Massenkonzentration [g/L]
Stoffmengenkonzentration [mol/L]

n = m/M 
Stoffmenge = Masse / Molmasse
81
Q

Osmose

A

Teilchen wandern durch semipermeable Membran vom Ort höherer Konzentration zum Ort niedrigerer Konzentration

82
Q

Wasser: Säure oder Base?

A

Wasser nimmt H+ auf. Daher kann es als Base reagieren. —> H3O+
Wasser kann auch H+ abgeben. Dann reagiert es als Säure —> OH-

=> Ampholyte

83
Q
  1. Hauptgruppe
A

Chalkogene
Beinhaltet O, S, Se..
-II Ladung

84
Q

Volumen eines Gases bei Raumtemperatur

A

Für 1Mol = 22,4L (dm3)

85
Q

Boyle-Mariotte Gesetz

A

p•V = const.
Isotherm
Indirekt proportional -> wenn Druck steigt, sinkt Volumen und umgekehrt

86
Q

Gay Lussac Gesetz

A
  1. Volumen und Temperatur steigen direkt proportional zueinander. –> isobar
  2. Temperatur und Druck steigen auch direkt proportional zueinander. –> isochor
87
Q

Ionisierungsenergie

A

Wie viel Energie nötig, um ein Aussenelektron aus einem Atom zu entfernen. Rechts oben am höchsten.

88
Q

Elektronegativität

A

Fluor 4. höchster Wert. Zieht daher die meisten e- an sich

89
Q

Metal und Nichtmetall

A 
Salze: Ionenbindung -> Ionengitter +-+-+-+-
Kation + Anion..
Schlechte El. Leitfähigkeit
Hohe Schmelz und Siedetemp.
Spröde aber hart
Gut löslich in polarem Lösungsmittel
90
Q

Nomenklatur der Salze: Namensgebung

A

Kation + Anion. ZB. Barium Chlorid

91
Q

Van der Waals Kräfte

A

Schwache Kräfte, die durch ständige Dipol Wechselwirkungen bilden. Elektronen bilden ständig neue Dipole. Umso länger Kette, umso stärker Kraft, da mehr e-

92
Q

Nomenklatur

A

Das Elektronegativere wird zuletzt genannt

93
Q

Metallbindung

A

Äußere Schale wird aufgegeben. Somit besitzen sie eine volle innere Schale. E- schwirren nun frei zwischen “Atomrümpfen” herum. Dadurch entsteht Elektronengas(Wolke) (gitterähnlich). Eigenschaften:
Verformbar. Wärme & elektrisch leitfähig. Metallischer Glanz

94
Q

Was ist eine Legierung?

A

Mischung aus mehreren Metallen (Zinn + Kupfer = Bronze)

95
Q

Stoffmengenkonzentration

A

c = n/V [mol/L]

96
Q

Wasserstoffkation

A

H+ kann auch als Proton betrachtet werden. Grundbaustein der Brönsted Säure und Basen

97
Q

Sauerstoff

A

Kondensiert bei -183°C zu blauer Flüssigkeit

Wird mit Linde-Verfahren durch Destillation von Luft gewonnen

98
Q

Besonderheit an Wasserstoffperoxid ?

A

H2O2
Hier hat Sauerstoff die Oxidationszahl -I
sonst -II
Giftig

99
Q

Nomenklatur Name des Wassers?

A

Dihydrogenmonoxid = H2O

100
Q

Kohlenstoff Besonderheiten

A

Grundlage organischen Lebens. Einziges Nichtmetall, welches 4 Bindungen ausbilden kann

101
Q

Kohlensäure ?

A

Schwache Säure. H2CO3 wichtig für Blut –> Puffersystem an der Regulation des pH-Wertes im Blut. (Übersäuerung) wird durch Atmung reguliert.
Zerfällt leicht in CO2 und H2O (instabil).

102
Q

Stickstoff

A

N —> 79% in Luft enthalten

Giftig. Wird mit Harn ausgeschieden

103
Q

Autoprotolyse

A

Zerfall von Wasser in Proton und Hydroxdion.
Ggw liegt sehr stark auf Seite des Wassers.
Wasser wird daher als Ampholyte bezeichnet, da es als Säure und Base gleichzeitig reagieren kann.

103
Q

pH-Wert?

A

Negativer dekadischer Logarithmus der Protonenkonzentration
pH = –log(c[H+])
Abnahme um Faktor 1 => Erhöhung der Protonenkonzentration um 10
(pH 3 1000x mehr Protonen als pH 6)

103
Q

Warum ist pH 7 neutral?

A

Da bei Massenwirkungsgesetz K = 1,8 • 10^-16

104
Q

pH Wert

A 
Gesamt = 14 
Da pH 14 = –log(c[H+]) + –log(c[OH-])
pH + pOH = 14 —> bei Wasser pH = pOH = 7
Wegen Autoprotolyse von Wasser. Wenn sich ein H3O+ bildet muss sich auch ein OH- bilden
c = 10^-14
105
Q

Ks und pKs

A

Säurekonstante und negativ dekadischer log der Säurekonstante

106
Q

Schwefelsäure

A

H2SO4

Starke Säure

107
Q

Salpetersäure

A

HNO3

Starke Säure

108
Q

Natriumhydroxid

A

NaOH

Starke Base

109
Q

Ammoniak

A

NH3

Schwache Base

110
Q

Was ist ein Puffersystem

A

Mischung aus einer schwachen Säure oder Base mit ihrem Salz. Da diese nicht vollständig dissoziieren. Beeinflussen pH Wert nur gering.

111
Q

Blutpuffersysteme

A

Kohlensäurepuffer: wird über Lunge reguliert. Zu viele Basen: weniger CO2 Ausstoß -> Neutralisation
Zu viel Säure: mehr CO2 Bildung -> Abatmung

Phosphatpuffer

112
Q

Starke Säure

A

Leicht zu berechnen, da hier alle anderen Protonen nicht mit einberechnet werden.
Bei schwacher Säure muss noch pKs mit berechnet werden

113
Q

Oxidationszahl Regeln:

A

Elemente immer 0
Fluor immer -I
Sauerstoff immer -II
Wasserstoff immer +I

114
Q

Oxidation

A

ElektronenABnahme/ABgabe
Steigerung der Oxidationszahl
Zn = Zn2+ + 2e-

115
Q

Reduktion

A

ElektronenAUFnahme

Abnahme der Oxidationszahl

116
Q

Oxidationsmittel

A

Oxidiert andere Stoffe und reduziert sich selbst

117
Q

Reduktionsmittel

A

Reduziert andere Stoffe und oxidiert sich selbst

118
Q

Galvanisches Element

A

Wandelt Chem. Energie i. Elektrische um. Liefert Gleichstrom. 2 Metalle + 2 Salzlösungen

119
Q

Edles Metall

A

Hat das Verlangen als Element vorzuliegen. Daher will Kupfer in Lösung lieber zu Element werden. Galvanisches Element. Unedle Metalle gehen lieber als Ion in Lösung. (Redox)

120
Q

Daniell-Element

A

Sonderform der galv. Elements. Kupfer + Zinkelektrode in jeweils eigener Salzlösung getaucht und mit El. Leiter verbunden. Spannung messbar. -> unedles Zink gibt e- an Stab ab (bei Lösung) (Oxidation=Kathode) und leitet diese weiter. Dadurch kann sich Kupfer an eigener Elektrode ansammeln. (Reduktion=Anode)

121
Q

Standartwasserstoffelektrode?

A

Zum Messen der Potentialdifferenz mit Platinstab und Wasserstofflösung. Das Potential wurde auf 0 definiert. Somit kann man jede andere Spannung messen.

122
Q

Redox Potential: wann positiv? Wann negativ?

A

Wenn Metall oxidiert und somit e- abgibt ist Potential negativ. Nimmt es im vgl. zur Standardelektrode E- auf, so ist es positiv.
(Delta) E = E(red) – E(ox)

123
Q

Sigma Bindung

A

Entsteht bei Hybridisierung. Diese benötigt zwar Energie, aber das Molekül gelangt dadurch in einen energetisch günstigeren Zustand. Bei der Überlappung eines sp-Orbitals entsteht eine σ-Bindung. Dies ist eine direkte Atom-Atombindung. Sp = σ (Sigma)

124
Q

Pi-Bindung

A

Die π-Bindung entsteht durch das übrige P-Orbital einer sp bzw sp2 Hybridisierung. Durch die Überlappung der p-Orbitale von C=C entsteht jeweils EINE Sigma (sp2) und EINE π-Bindung (p)! Auch wenn es aussieht als wären es 2π. Nur bei Alkinen entstehen 2π Orbitale.

125
Q

Besonderheit der Alkinen π-Bindungen

A

Bei Dreifachbindung entstehen 2 π-Bindungen, die beide an den 2 gleichen C-Atomen hängen. Diese bilden Mantel um einzige Sigma-Bindung –> zylindrische Elektronendichteverteilung –> starke Bindung
Dies geht geschieht durch die sp-Hybridisierung. 1sp –> 1 Sigma + 2p Orbitale (2π) = Dreifachbindung. Sp-Hybridisierung energetisch am günstigsten.

126
Q

Aromaten

A

Ringmoleküle mit konjugierten Doppelbindungen (–> Erfüllte Hückel-Regel). Dadurch entstehen Mesomere, bei denen nicht mehr zwischen Ein- und Zweifachbindung unterschieden werden kann. sehr stabil. Sp2-Hybridisiert –> π-Bindungen liegen in 2 Kreisen vor.

127
Q

Konjugierte Doppelbindungen

A

C=C Bindungen, die von C–C Bindungen voneinander abgegrenzt werden. –> C–C=C–C usw. Gern auch bei Aromaten.

128
Q

Hückel-Regel

A

Mit dieser Regel lässt sich herausfinden, ob ein stabiler Aromat vorliegt. Mit der Formel [4n+2] Pi-Elektronen, muss n = ungerade sein. Da der Aromat sonst instabil wird. Bsp Benzol: n=1 [4•1+2=6] –> 6 Elektronen = 3 El.paarbindungen –> stabiler Aromat
Bei 4 El.paarbindungen ist das Molekül instabil (Antiaromat)

129
Q

Alpha-C-Atom?

A

Erstes C-Atom nach der funktionellen Gruppe

Hier wird geschaut ob zB primärer Alkohol (bei 2 C am alpha-C = sekundär ..

130
Q

Amide

A

Amin + Säure

Wichtig beim ausbilden der Peptidbindung

131
Q

Ester

A

Alkohol + Säure = Esther + Wasser –> Veresterung

132
Q

Säureanhydrid

A

Wenn organischer Säure Wasser entzogen wird, entsteht ein Säureanhydrid.

133
Q

Verseifung

A

Ester + Base = Salz der Säure + Alkohol

134
Q

Veretherung

A

Alkohol + Alkohol = Ether + Wasser

135
Q

Bildung von Säureanhydriden

A

Säure + Säure = (Wasser+)

136
Q

Acetal

A

Halbacetal + Alkohol
Eigentlich eine Veretherung
Wichtig bei Zucker Ringschlussbindung

137
Q

Enantiomere

A

2 Moleküle mit jeweils C+4 Bindungen = optisches Zentrum, die sich verhalten wie Bild und Spiegelbild –> Chiralität
Linksdrehend: S, L und (–)-Form => dreht Licht gegen den Uhrzeigersinn
Rechtsdrehend: R, D und (+)-Form => dreht Licht im Uhrzeigersinn
Unterscheiden sich nur in Drehung des Lichts

138
Q

Racemat

A

Sonderform: 1:1 Mischung zweier Enantiomere. + und - heben sich auf –> keine Drehung (0°)

139
Q

Kohlenhydrate

A

Zucker = mehrwertige Alkohole + Aldehyd- oder Ketogruppe
=> Aldose/Ketose
Anzahl der C-Atome zur Benennung: 5C = Pentose/ 6C = Hexose

140
Q

Peptidbindung

A

Amidbindung

141
Q

Fette

A

Dreiwertige Ester des Glycerols (Triglyceride)

Je mehr Doppelbindungen, desto eher ist es flüssig (Öl), da Dpb die Struktur knickt.

142
Q

Omega Fettsäuren

A

Bei letztem C-Atom beginnen zu zählen, anstatt von Esterbindung weg. Bezieht sich auch Position der ersten Doppelbindung. Hinteres Ende heißt Omega.
Diese fette kann Körper nicht selber aufbauen. Daher essentiell.

143
Q

Nukleinsäuren

A

DNA und RNA

144
Q

Nukleotide

A

???Aus Nukleinsäure/Bade?! , Zucker und Phosphat

145
Q

Nukleinbasen

A

Purin und Pyrimidin

146
Q

Nukleosid

A

Nukleinbase + Zucker

147
Q

Vitamine

A

13 Gibt es . 11 davon essentiell.
Fettlöslich A,D,E,K
Aufbau kann komplett unterschiedlich sein
Keine Energielieferanten. Wichtig für Stoffwechselfunktion.
Fungieren meist als Coenzym –> bindet an Enzym und ermöglicht so dessen Funktion. Es werden dabei Ionen/Moleküle übertragen. Bei Reaktion wird Coenzym verändert. Es kann oft regeneriert werden.

148
Q

Laminare Strömung?

A

Größte Strömunggeschwindigkeit in Strommitte. An Ufer zu viel Reibung => bremst ab. Druck in Rohr nimmt kontinuierlich ab.
R = P/I
Druck / Volumenstromstärke

149
Q

Legierung

A

Verbindung verschiedener Metalle

150
Q

Boltzmann Konstante?

A

Müssen wir die wissen ?

151
Q

Äquivalenzpunkt

A

Der Punkt, an dem Säure und Base zu gleichen Mengen vorliegen. Bei starker Säure und Base gleich wie Neutralpunkt (pH7). Bei starker Säure und schwacher Base liegt der Ä. Im sauren. Bei starker Base und schwacher Säure im alkalischen.

152
Q

Pufferlösungen

A

Sorgen dafür das pH konstant bleibt. Sind aus starker Säure und schwacher Base oder umgekehrt.

153
Q

Hydrierung

A

Anlagerung von Wasserstoff. Reduktion.

154
Q

Dehydrierung

A

Abspaltung von H.Oxidation

155
Q

Unterschied Säure Basen / Redox

A

Säure-Base Reaktionen werden nach Brönsted durch die Übertragung von Protonen beschrieben.
Redoxreaktionen werden durch die Übertragung von Elektronen definiert.

156
Q

Nukleinsäuren

A

Zucker (Ribose/Desoxyribose). Nukleinbase (Purin oder Pyrimidin). Phosphorsäure.

157
Q

Aldosen

A

Liegen an C1. Mit –CHO vor

158
Q

Ketose

A

Liegt an C2 mit

159
Q

Furanose / Pentanose

A

5 Gliedriger Kohlenhydratring mit 4C und einem O im Ring.
Pyranose mit 5C und 1O Atom.
OH Gruppe am C2 Atom geht bei Ringschluss verloren. Im Ring liegen keine Doppelbindungen mehr vor

160
Q

Halbacetal

A

?

161
Q

Nukleinbasen:

A

Purin: Adenin, Guanin
Pyrimidin: Cytosin, Thymin, Uracil

162
Q

Masse eines Elektrons?

A

Ist so unbedeutend, dass es nicht in Massenzahl miteinberechnet wird.

163
Q

Dekantieren

A

Abgießen von heterogener Mischung mit unterschiedlicher Dichte. Trennung Flüssigkeit von ungelöstem Feststoff.

164
Q

Abscheiden

A

Trennung zweier ineinander unlöslicher Flüssigkeiten. Die dichtere setzt sich nach Ruhephasen unten ab.

165
Q

Destillation

A

Zum Sieden erhitzte homogene Flüssigkeit, die abschließend wieder kondensiert. Stoff mit höherem Siedepunkt bleibt in Gefäß. ZB Salzwasser. Alkohol/Wasser …

166
Q

Extraktion

A

Abtrennung eines Stoffes durch Lösungsmittel. ZB Tee filtern.

167
Q

Aston Regel

A

Alle Elemente mit ungeladener Kernladungszahl haben maximal 2 stabile Isotope. (Ganzzahlregel)

168
Q

Reinelemente

A

22 Elemente im PSE: sie besitzen maximal ein weiteres natürlich vorkommendes Isotop.

169
Q

Kernspaltung

A

Urankern wird mit Neutron beschossen und gespalten. Dadurch entstehen 3 weitere Neutronen –> Kettenreaktion

170
Q

Kernfusion

A

Verschmelzung zweier H Atome zu Heliumkern. Unter Angabe von Energie. ZB in Sonne / Wasserstoffbombe. (Millionen Grad heiß).

171
Q

Nomenklatur eines Salzes

A

Metall + Nichtmetall mit Endung -id =

Kation + Anion -id

172
Q

Isolatoren

A

Feste Salze leiten keinen Strom, da dafür freibewegliche Ladungen notwendig sind. Ionen sind im Kristall aber nahezu unbeweglich. Funktioniert daher nur in Lösungen und Schmelzen.

173
Q

Elektrolyt

A

Lösung mit beweglichen Ionen –> Stromleiter
Gleichstrom. Kationen wandern zum negativen Pol (Kathode), nehmen dort e- auf. Anionen wandern zum positiven Pol (Anode), geben dort e- ab.

174
Q

Sonderfall Salze und Metalle

A

Salze dürfen nicht als Molekül bezeichnet werden, aufgrund der kristallinen Struktur bei Ionenbindungen.
Metallbindungen haben keine Moleküle –> Reinstoff Verbindung.

175
Q

El. Leitfähigkeit bei Metallen

A

Sinkt mit steigender Temperatur.

Bei Halbmetallen steigt sie aber.

176
Q

Ausnahme Quecksilber

A

Einziges Metall das bei Raumtemperatur nicht fest ist.

177
Q

Halogene

A
  1. Hauptgruppe. Kommen in der Natur alle nur in Paaren vor: F2, Cl2, Br2, und I2
    (Auch H2, O2 und N2)
178
Q

Dipol

A

Moleküle sind nur permanente Dipole, wenn sie asymmetrisch sind. Partialladungen bedeuten also nicht automatisch Dipol.

179
Q

Warum ist Wasser bei Raumtemperatur flüssig ?

A

Durch intermolekulare Anziehungskräfte. Also zwischen wassermolekülen (Dipol)

180
Q

Aggregatzustand

A

Abhängig von Intermolekularen Wechselwirkungen. Je größer Molekül umso größer sind diese. Makromoleküle lassen sich daher kaum noch verdampfen

MedAT Kim (5 decks)

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