Chemie Flashcards
1
Q
Aerosol
A
Heterogen. Flüssig/fest - gasförmig. ZB. Nebel
2
Q
Atom
A
Griech. Atomos = unteilbar
Ca. 10^-10m groß.
3
Q
Unit
A
1u = 1,66 • 10^-24g
Massenzahl für 1/12 der Masse eines C12 Atoms.
Zur atomaren Massen Bestimmung von Isotopengemischen.
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)
5
Q
Isotope
A
Gleiche Kernladungszahl, aber unterschiedliche Neutronen Zahl eines Atoms.
6
Q
Wasserstoff Besonderheit ?
A
Isotop 1H hat Kern der kein Neutron enthält. Daher H+ = Proton
7
Q
Neutronen Aufgabe ?
A
Schirmen Ladung der Protonen voneinander ab. Da sich der Kern sonst selber auflösen würde
8
Q
Wenn zu viele oder zu wenig Neutronen ?
A
Element wird instabil. Wandelt sich spontan in anderes Nuklid um –> radioaktiv
9
Q
Orbital?
A
Ort um Atomkern, an dem ein bestimmtes e- sehr wahrscheinlich ist.
10
Q
Hauptquantenzahl?
A
n … 1,2,3
Abstand der Elektronen zum Kern.
Beginnend mit K (innen) Schale mit n=1, L, M…
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
12
Q
Magnetquantenzahl
A
m -> wie sind Teile ausgerichtet in x,y,z
+l und -l bei n = 2 -> l = 0/1
13
Q
Spinquantenzahl
A
s = +1/2 oder -1/2
Gibt an in welche Richtung e- dreht
Pro orbital nur 2 e- möglich
14
Q
Emulsion
A
Heterogenes Gemisch zB.
Zwischen Wasser und Öl
15
Q
Pauli Prinzip
A
Kein e- hat den selben Ort => kein Elektron hat den gleichen Energiezustand
16
Q
Valenzelektronen
A
Die e- der äußeren Schale. Ne diese können chem. Bindungen eingehen. ZB Natrium 3s1
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
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
19
Q
Wie viele natürlich vorkommende Elemente gibt es?
A
- bis Uran. ! Insgesamt 112 bekannt. Rest wird nur künstlich hergestellt. Ab 100 Halbwertzeit extrem gering.
20
Q
Periodensystem
A
Waagrecht: Perioden -> Schalen
Senkrecht : Gruppen -> ähnliche Chem. Eigenschaften
21
Q
Metallische Elemente
A
Links im System.
Sowie alle Nebengruppen Elemente.
Metall meist Kation (+)
Gehen Ionenbindungen ein
22
Q
Kleinstes Atom?
A
Helium
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
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.
25
Metallbindung
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
26
Halbmetalle
Leiten Strom nur schlecht. Leitfähigkeit steigt mit Temperaturzunahme
27
Dipol Bildung ?
Schwerpunktverlagerung der Ladung durch freie e-Paare oder untersch. starke Ladung. Zb Wasser.
28
Wasserstoffbrückenbindung
Starke Dipol-Dipol Bindungen. Entstehen durch Kohäsionskräfte zwischen Dipolmolekülen. ZB Wasser 2H+ + O2-
Etwa 40kJ/mol
29
Winkelgrösse zwischen H Atomen des Wassers?
105°
30
Van der Waals Kräfte
Bei unpolaren Molekülen bilden sich temporäre Dipole durch Reibung. Ca. 10kJ/mol
31
Alkane?
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
32
Konstitutionsisomere?
Gleiche Summenformel aber andere Struktur.
| Unterscheiden sich in physikalischen Eigenschaften zB. Siedepunkt.
33
Alkene
CnH2n
Bei mehr als 2 Doppelbindungen: Diene
Ungesättigt. sp2 Hybridisiert.
Reaktionsfreudig. Doppelbindung muss mit Nummer angegeben werden
34
Alkine
CnH2n−2
| sp-hybridisiert.
35
Alkohole: primär sekundär ...
Wie viele Reste sind an dem C Atom, an dem hydroxy Gruppe hängt. (An Alpha-C-Atom)
36
Ein- und mehrwertige Alkohole
Anzahl der OH-Gruppen
37
Ether
R-O-R
Apolar- nicht mit Wasser mischbar
Wenn Alkohol Wasser entzogen wird, entsteht Ether
38
Thiole
```
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
```
39
Amine
```
Enthalten Stickstoff [N]
Derivate des Ammoniak NH3
Tetraeder.
NH2 -> Aminogruppe
Primär/sek... Bezieht sich hier auf substituenten am Stickstoff selbst
```
40
Aldehyde/Ketone
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
41
Carbonsäuren
Carboxylgruppe [COOH]
Stark polarisiert.
-Säure
42
Mesostabilisiert
O=C—O(-)
Elektron springt ständig zwischen O und O hin und her –> Ladungsverteilung
Mesomeriepfeil anders als Ggw Pfeil !!
43
Emission
Licht entsteht durch e- Sprung in andere Hülle und somit Energie Abgabe
44
(Hydr)oxonium-(ion)/Hydroniumion
H3O+
45
Atomradien
Von links nach rechts => -
| Von oben nach unten => +
46
Ionenbindung
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
47
Atombindung/Elektronenpaarbindung/kovalente Bindung
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.
48
sp3 Hybridisierung
```
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!!)
```
49
Veresterung
Carbonsäure + Alk = (Carbonsäure)Ester
Organ. Säure + Alk
Aromastoffe in Lebensmitteln
Cyclische Ester -> Lactone
50
Salze
Kation + Anion / Metall + Nichtmetall = Gitter
| Hart. Brechen ab bei Verschiebung. Wasserlöslich.
51
Seife
Langkettiges Salz der Carbonsäure
Carboxygruppe hydrophil
C-Kette hydrophob —> amphiphil
52
Amphiphil
Ein hydrophiles Ende und ein hydrophobes Ende
53
Mizelle
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.
54
Cycloalkane
CnH2n
Ringförmig.
Cyclohexan: uneben gebauter, ungespannter Ring.
55
Aromaten
Konjugierte Doppelbindung mit ungerader Anzahl
| Mesomerisierte Strukturformel
56
Benzol
Bekanntester Aromat. C6H6
sp2 Hybridisiert.
Bindungswinkel 120°
Doppel Ladungswolke durch Mesomerie. Hydrophob. Kanzerogen
57
Phenole
Aromatische Alkohole
58
Heterocyclen
Ringstruktur enthält außer C-Atomen noch Fremdatome. ZB. Sauerstoff. Es gibt 5 und 6 gliedrige stabile Aromate und Aliphate
59
Aliphatisch?
Cyclische und acyclische Verbindungen aus C und H —> Gegenteil sind Aromaten. Diese haben Doppelbindungen
60
Stereoisomere
Gleiche Bindungsmuster und Nachbarn, unterschiedliche räumliche Anordnung =>
Konformationsisomere und
Konfigurationsisomere
Nicht verwechseln mit Konstitutionsisomeren!!!
61
Ideale Gasgleichung
p • V = n • R • T
| Druck•Vol=Stoffme•ideale Gaskonstante•Temp
62
Konformere/Konformationsisomere
Einfachbindung. Sind um ihre Bindungsachse frei drehbar => können sich ineinander umwandeln. C-C. Sessel + Wannenform möglich => Stereoisomerie
63
Konfigurationsisomere
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
64
Chirale Verbindungen
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
65
D/L Nomenklatur
Einteilung chiraler Moleküle für Zucker und Aminosäuren
Waagrechte Fischer Schreibweise - zeigt hier funktionelle Gruppe nach rechts => D
Nach links => L
66
R/S Nomenklatur
Substituenten am Chiralitätszentrum wird Priorität zugeordnet. 1
67
Diastereomere
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
68
Hydroxidion
OH-
69
Protonendonator
Säure
Gibt Protonen ab
H3O+
70
Protonenakzeptor
Base
Nimmt Protonen auf
OH-
71
HCl
Salzsäure
72
Massenwirkungsgesetz
c[C]•c[D] Produkte
–––––– = K
c[A]•c[B] Edukte
```
c = Konzentration in Mol
K= GGWkonstante
```
73
K (Gleichgewichtskonstante)
K > 1 Ggw auf Produktseite
| 1 > K Ggw auf Eduktseite
74
Exotherm
Wärme wird frei
| H
75
Endotherm
Wärme muss zugeführt werden damit Reaktion abläuft
| H > 0
76
Enthalpie
H
Innere Energie (Änderung) einer Reaktion
Reaktionswärme
77
Freie Reaktionsenthalpie
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
Katalysator
Beschleunigt Reaktion ohne sich selbst zu verändern
z.B. Enzyme
Senkt Aktivierungsenergie und erhöht Reaktionsgeschwindigkeit
Erhöht nicht Ausbeute. Verschiebt nicht Ggw.
79
Stoffgemische
Lösung
80
Molarität
Massenkonzentration [g/L]
Stoffmengenkonzentration [mol/L]
```
n = m/M
Stoffmenge = Masse / Molmasse
```
81
Osmose
Teilchen wandern durch semipermeable Membran vom Ort höherer Konzentration zum Ort niedrigerer Konzentration
82
Wasser: Säure oder Base?
Wasser nimmt H+ auf. Daher kann es als Base reagieren. —> H3O+
Wasser kann auch H+ abgeben. Dann reagiert es als Säure —> OH-
=> Ampholyte
83
6. Hauptgruppe
Chalkogene
Beinhaltet O, S, Se..
-II Ladung
84
Volumen eines Gases bei Raumtemperatur
Für 1Mol = 22,4L (dm3)
85
Boyle-Mariotte Gesetz
p•V = const.
Isotherm
Indirekt proportional -> wenn Druck steigt, sinkt Volumen und umgekehrt
86
Gay Lussac Gesetz
1. Volumen und Temperatur steigen direkt proportional zueinander. --> isobar
2. Temperatur und Druck steigen auch direkt proportional zueinander. --> isochor
87
Ionisierungsenergie
Wie viel Energie nötig, um ein Aussenelektron aus einem Atom zu entfernen. Rechts oben am höchsten.
88
Elektronegativität
Fluor 4. höchster Wert. Zieht daher die meisten e- an sich
89
Metal und Nichtmetall
```
Salze: Ionenbindung -> Ionengitter +-+-+-+-
Kation + Anion..
Schlechte El. Leitfähigkeit
Hohe Schmelz und Siedetemp.
Spröde aber hart
Gut löslich in polarem Lösungsmittel
```
90
Nomenklatur der Salze: Namensgebung
Kation + Anion. ZB. Barium Chlorid
91
Van der Waals Kräfte
Schwache Kräfte, die durch ständige Dipol Wechselwirkungen bilden. Elektronen bilden ständig neue Dipole. Umso länger Kette, umso stärker Kraft, da mehr e-
92
Nomenklatur
Das Elektronegativere wird zuletzt genannt
93
Metallbindung
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
Was ist eine Legierung?
Mischung aus mehreren Metallen (Zinn + Kupfer = Bronze)
95
Stoffmengenkonzentration
c = n/V [mol/L]
96
Wasserstoffkation
H+ kann auch als Proton betrachtet werden. Grundbaustein der Brönsted Säure und Basen
97
Sauerstoff
Kondensiert bei -183°C zu blauer Flüssigkeit
| Wird mit Linde-Verfahren durch Destillation von Luft gewonnen
98
Besonderheit an Wasserstoffperoxid ?
H2O2
Hier hat Sauerstoff die Oxidationszahl -I
sonst -II
Giftig
99
Nomenklatur Name des Wassers?
Dihydrogenmonoxid = H2O
100
Kohlenstoff Besonderheiten
Grundlage organischen Lebens. Einziges Nichtmetall, welches 4 Bindungen ausbilden kann
101
Kohlensäure ?
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
Stickstoff
N —> 79% in Luft enthalten
| Giftig. Wird mit Harn ausgeschieden
103
Autoprotolyse
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
pH-Wert?
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
Warum ist pH 7 neutral?
Da bei Massenwirkungsgesetz K = 1,8 • 10^-16
104
pH Wert
```
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
Ks und pKs
Säurekonstante und negativ dekadischer log der Säurekonstante
106
Schwefelsäure
H2SO4
| Starke Säure
107
Salpetersäure
HNO3
| Starke Säure
108
Natriumhydroxid
NaOH
| Starke Base
109
Ammoniak
NH3
| Schwache Base
110
Was ist ein Puffersystem
Mischung aus einer schwachen Säure oder Base mit ihrem Salz. Da diese nicht vollständig dissoziieren. Beeinflussen pH Wert nur gering.
111
Blutpuffersysteme
Kohlensäurepuffer: wird über Lunge reguliert. Zu viele Basen: weniger CO2 Ausstoß -> Neutralisation
Zu viel Säure: mehr CO2 Bildung -> Abatmung
Phosphatpuffer
112
Starke Säure
Leicht zu berechnen, da hier alle anderen Protonen nicht mit einberechnet werden.
Bei schwacher Säure muss noch pKs mit berechnet werden
113
Oxidationszahl Regeln:
Elemente immer 0
Fluor immer -I
Sauerstoff immer -II
Wasserstoff immer +I
114
Oxidation
ElektronenABnahme/ABgabe
Steigerung der Oxidationszahl
Zn = Zn2+ + 2e-
115
Reduktion
ElektronenAUFnahme
| Abnahme der Oxidationszahl
116
Oxidationsmittel
Oxidiert andere Stoffe und reduziert sich selbst
117
Reduktionsmittel
Reduziert andere Stoffe und oxidiert sich selbst
118
Galvanisches Element
Wandelt Chem. Energie i. Elektrische um. Liefert Gleichstrom. 2 Metalle + 2 Salzlösungen
119
Edles Metall
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
Daniell-Element
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
Standartwasserstoffelektrode?
Zum Messen der Potentialdifferenz mit Platinstab und Wasserstofflösung. Das Potential wurde auf 0 definiert. Somit kann man jede andere Spannung messen.
122
Redox Potential: wann positiv? Wann negativ?
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
Sigma Bindung
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
Pi-Bindung
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
Besonderheit der Alkinen π-Bindungen
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
Aromaten
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
Konjugierte Doppelbindungen
C=C Bindungen, die von C–C Bindungen voneinander abgegrenzt werden. –> C–C=C–C usw. Gern auch bei Aromaten.
128
Hückel-Regel
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
Alpha-C-Atom?
Erstes C-Atom nach der funktionellen Gruppe
| Hier wird geschaut ob zB primärer Alkohol (bei 2 C am alpha-C = sekundär ..
130
Amide
Amin + Säure
| Wichtig beim ausbilden der Peptidbindung
131
Ester
Alkohol + Säure = Esther + Wasser –> Veresterung
132
Säureanhydrid
Wenn organischer Säure Wasser entzogen wird, entsteht ein Säureanhydrid.
133
Verseifung
Ester + Base = Salz der Säure + Alkohol
134
Veretherung
Alkohol + Alkohol = Ether + Wasser
135
Bildung von Säureanhydriden
Säure + Säure = (Wasser+)
136
Acetal
Halbacetal + Alkohol
Eigentlich eine Veretherung
Wichtig bei Zucker Ringschlussbindung
137
Enantiomere
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
Racemat
Sonderform: 1:1 Mischung zweier Enantiomere. + und - heben sich auf –> keine Drehung (0°)
139
Kohlenhydrate
Zucker = mehrwertige Alkohole + Aldehyd- oder Ketogruppe
=> Aldose/Ketose
Anzahl der C-Atome zur Benennung: 5C = Pentose/ 6C = Hexose
140
Peptidbindung
Amidbindung
141
Fette
Dreiwertige Ester des Glycerols (Triglyceride)
| Je mehr Doppelbindungen, desto eher ist es flüssig (Öl), da Dpb die Struktur knickt.
142
Omega Fettsäuren
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
Nukleinsäuren
DNA und RNA
144
Nukleotide
???Aus Nukleinsäure/Bade?! , Zucker und Phosphat
145
Nukleinbasen
Purin und Pyrimidin
146
Nukleosid
Nukleinbase + Zucker
147
Vitamine
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
Laminare Strömung?
Größte Strömunggeschwindigkeit in Strommitte. An Ufer zu viel Reibung => bremst ab. Druck in Rohr nimmt kontinuierlich ab.
R = P/I
Druck / Volumenstromstärke
149
Legierung
Verbindung verschiedener Metalle
150
Boltzmann Konstante?
Müssen wir die wissen ?
151
Äquivalenzpunkt
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
Pufferlösungen
Sorgen dafür das pH konstant bleibt. Sind aus starker Säure und schwacher Base oder umgekehrt.
153
Hydrierung
Anlagerung von Wasserstoff. Reduktion.
154
Dehydrierung
Abspaltung von H.Oxidation
155
Unterschied Säure Basen / Redox
Säure-Base Reaktionen werden nach Brönsted durch die Übertragung von Protonen beschrieben.
Redoxreaktionen werden durch die Übertragung von Elektronen definiert.
156
Nukleinsäuren
Zucker (Ribose/Desoxyribose). Nukleinbase (Purin oder Pyrimidin). Phosphorsäure.
157
Aldosen
Liegen an C1. Mit –CHO vor
158
Ketose
Liegt an C2 mit
159
Furanose / Pentanose
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
Halbacetal
?
161
Nukleinbasen:
Purin: Adenin, Guanin
Pyrimidin: Cytosin, Thymin, Uracil
162
Masse eines Elektrons?
Ist so unbedeutend, dass es nicht in Massenzahl miteinberechnet wird.
163
Dekantieren
Abgießen von heterogener Mischung mit unterschiedlicher Dichte. Trennung Flüssigkeit von ungelöstem Feststoff.
164
Abscheiden
Trennung zweier ineinander unlöslicher Flüssigkeiten. Die dichtere setzt sich nach Ruhephasen unten ab.
165
Destillation
Zum Sieden erhitzte homogene Flüssigkeit, die abschließend wieder kondensiert. Stoff mit höherem Siedepunkt bleibt in Gefäß. ZB Salzwasser. Alkohol/Wasser ...
166
Extraktion
Abtrennung eines Stoffes durch Lösungsmittel. ZB Tee filtern.
167
Aston Regel
Alle Elemente mit ungeladener Kernladungszahl haben maximal 2 stabile Isotope. (Ganzzahlregel)
168
Reinelemente
22 Elemente im PSE: sie besitzen maximal ein weiteres natürlich vorkommendes Isotop.
169
Kernspaltung
Urankern wird mit Neutron beschossen und gespalten. Dadurch entstehen 3 weitere Neutronen –> Kettenreaktion
170
Kernfusion
Verschmelzung zweier H Atome zu Heliumkern. Unter Angabe von Energie. ZB in Sonne / Wasserstoffbombe. (Millionen Grad heiß).
171
Nomenklatur eines Salzes
Metall + Nichtmetall mit Endung -id =
| Kation + Anion -id
172
Isolatoren
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
Elektrolyt
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
Sonderfall Salze und Metalle
Salze dürfen nicht als Molekül bezeichnet werden, aufgrund der kristallinen Struktur bei Ionenbindungen.
Metallbindungen haben keine Moleküle –> Reinstoff Verbindung.
175
El. Leitfähigkeit bei Metallen
Sinkt mit steigender Temperatur.
| Bei Halbmetallen steigt sie aber.
176
Ausnahme Quecksilber
Einziges Metall das bei Raumtemperatur nicht fest ist.
177
Halogene
7. Hauptgruppe. Kommen in der Natur alle nur in Paaren vor: F2, Cl2, Br2, und I2
(Auch H2, O2 und N2)
178
Dipol
Moleküle sind nur permanente Dipole, wenn sie asymmetrisch sind. Partialladungen bedeuten also nicht automatisch Dipol.
179
Warum ist Wasser bei Raumtemperatur flüssig ?
Durch intermolekulare Anziehungskräfte. Also zwischen wassermolekülen (Dipol)
180
Aggregatzustand
Abhängig von Intermolekularen Wechselwirkungen. Je größer Molekül umso größer sind diese. Makromoleküle lassen sich daher kaum noch verdampfen
