Kapitel 1 - 7 Flashcards
Isotop
Atome mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Massenzahl werden als Isotope bezeichnet.
Avogadro-Konstante
NA = 6.02 · 1023 mol-1
Definiert die Stoffmenge n mit der Bezeichnung mol
(12g Kohlenstoff enthält 6.02 · 1023 Atome)
Atomorbitale
Kugelsymmetrische s-Orbitale (1s, 2s, 3s, …)
Hantelförmig in der x-, y- und z- Achse: p-Orbitale
Radioaktivität
Gewisse Elemente enthalten instabile Atomkerne, die ohne äussere Einwirkung unter Aussendung von Strahlung zerfallen. Diese Elemente sind radioaktiv.
Metallische Bindung
Metall-Atome können sich in Gittern anordnen. Die Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den räumlich fixierten Atomrümpfen. Die Elektronen sind delokalisiert und leicht beweglich (Elektronengas).
Ionenbindung
Metalle geben Elektronen ab Kationen
Nichtmetalle nehmen Elektronen auf Anionen
Salze sind Ionenverbindungen.
E.g. Natrium und Chlorid geben Natriumclorid (Kochsalz).
Elektronegativität
Elektronegativität charakterisiert die Tendenz eines Atoms gegebüber einem Partner, Elektronen anzuziehen.
σ-Bindung
sp3 hybridisiert, einfache Bindung
e.g. bei H2O bildet sich ein σ-Molekülorbital/ eine** **σ-Bindung.
Atome können sich an solchen Bindungsachsen frei drehen.
π-Bindung
sp2 hybridisiert, Doppelbindung
e.g. Ethen
lässt keine Rotation zu
Phasenumwandlung
Änderung des Aggregatzustandes (auch Phasenwechsel)
ideales Gas
Modellstystem für das Verhalten von Gasen. Man geht davon aus, dass die Moleküle eines Gases kein Eigenvolumen haben und untereinander keine Wechselwirkungen zeigen.
Viskosität
Widerstand zum Fliessen, hängt von der Stärke der Anziehungskräfte zwischen den Molekülen in der Flüssigkeit ab
allgemeines Gasgesetz (math. Formel)
p · V = n · R · T
p = Druck in Pa
V = Volumen in m3
n = Stoffmenge in mol
R = allgemeine Gaskonstante
T = Temperatur in K
absoluter Nullpunkt
= 0 K
= -273.15 °C
Jede Materie ist erstarrt.
Amorphe Feststoffe
Haben nicht wie die kristallinen Feststoffe eine regelmässige Anordnung.
e.g. Aktivkohle, Puder, …
Sublimation
Direkter Phasenwechsel von fest zu gasförmig
Wasserstoffbrückenbindung
(H-Brücken)
etwa 5-10% der Stärke einer kovalenten Bindung
stärkste ZMK
zwischen H und FON (Fluor, Sauerstoff, Stickstoff)
Homogen
Eine Phase
Heterogen
Mehrere Phasen
kolloidale Lösung
Gelöste Makromoleküle
Einfache Diffusion
Einfache oder passive Diffusion ist der spontane Konzentrationsausgleich von Molekülen oder Ionen durch die Eigenbewegung der Teilchen.
Osmose
Unter Osmose versteht man die Diffusion von Wasser durch eine semipermeable Membran in die wässrige Lösung einer Substanz A, für die die Membran undurchlässig ist.
Osmotischer Druck
Durch die Osmose entsteht ein hydrostatischer Druck, der auf die Membran wirkt (entgegen dem Verdünnungsbestreben der Osmose). Im Gleichgewicht ist die Zahl der in beide Richtungen diffundierenden Lösungsmittelmoleküle gleich gross, der dabei auftretende hydrostatische Überdruck wird **osmotischer Druck posm **genannt.
Isotonisch
=gleicher osmotischer Druck
Für Blut = 0.9%ige Kochsalzlösung
Homogenes Gleichgewicht
A + B ⇔ C + D befindet sich im Gleichgewicht wenn sich die Konzentrationen von A, B, C und D nicht mehr ändern.
Die Reaktion läuft aber immer noch ab. Die Hinreaktion und die Rückreaktion haben jeglich dieselbe Geschwindigkeit (dynamisches Gleichgewicht)
Anders als bei dem heterogenen Gleichgewicht erfahren hier die Produkte eine chemische Umwandlung.
Reaktionsenthalpie
Die bei einer chemischen Reaktion freiwerdende (exotherm) oder aufgenommene (endotherm) Energie bezeichnet man als Reaktionsenthalpie ΔH (kJ/mol).
ΔH < 0, exotherm
ΔH > 0, endotherm
Entropie
Die Entropie S ist ein Mass für die Unordnung eines Systems. Zusammen mit der Enthalpie bilden diese thermodynamischen Grössen die Gibbs-Energie.
Gibbs-Energie
Die Gibbs-Energie zeigt die Triebkraft chemischer Reaktionen.
ΔG = ΔH - T · ΔS
ΔG < 0, exergon
ΔG > 0, endergon
Massenwirkungsgesetz MWG
Gibt die Gleichgewichtskonstante K indem das MWG die Konzentration der Produkte mit der Konzentration der Edukte ins Verhältnis stellt.
Das MWG findet bei diversen homogenen Gleichgewichten Anwendung (e.g. Redox, Metallkomplexe)
Dissoziation
Ionengitter werden durch den Dipolcharakter des Wassers getrennt/ aufgelöst (die Wassermoleküle schieben sich zwischen die Anionen und die Kationen). Diesen Vorgang nennt man Dissoziation.
Gitterenergie
ΔHGitterist die Energie, die benötigt wird um Ionengitter aufzubrechen.
Das Ionengitter aufzubrechen ist endotherm.
Falls sich Ionen aus dem “freien”/gelösten Zustand wieder zusammenfügen ist der Prozess exotherm.
Hydratation
Ähnlich wie Metallkomplexe werden gelöste Kationen und Anionen im Wasser von Wassermolekülen eingehüllt.
Ion-Dipol-Wechselwirkungen
Mit Wasser: Hydratation
Allgemein mit Lösungsmitteln: Solvation
Etropie beim Lösevorgang
Zwei Gesichtspunkte:
- Etropie nimmt durch die Auflösung des Ionengitters zu (ΔS>0)
- Etropie nimmt durch die höher geordneten Hydrathüllen (Hydratation) ab (ΔS<0).
Hydratationsenthalpie
ΔHHyd ist die Energie, die bei der Hydratation von Ionen frei wird (exotherm).
Lösungsenthalpie
Das Lösen eines Salzes kann ein **exothermer **oder ein **endothermer **Vorgang sein.
Die Lösungsenthalpie ist die Bilanz der **Gitterenergie **(das Aufbrechen des Ionengitters ist endotherm) und der **Hydratationsenthalpie **(die Hydratation ist exotherm).
E.g. falls die Hydratationsenthalpie grösser als die Gitterenergie ist, wärmt sich die Lösung durch das Lösen des Salzes.
Elektrolyt
Systeme mit frei beweglichen Ionen, sprich Systeme, die durch Ionenwanderung Strom leiten können werden **Elektrolyte **genannt.
Ionenwanderung
Lösungen die frei bewegliche Ionen enthalten können durch Ionenwanderung elektrischen Strom leiten.
