Anorganische Chemie für...
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Anorganische Chemiefür Biologen
Nadja Giesbrecht
AK Prof. Dr. Thomas BeinRaum: E3.005Tel: 089/[email protected]
PSE
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Größe der Ligandenfeldaufspaltung
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Die Größe der Aufspaltung hängt sowohl vom Zentralatom alsauch von den Liganden ab.
Inhalte
• Stöchiometrie – chemisches Rechnen
• Chemisches Gleichgewicht – Massenwirkungsgesetz
• Säure-Base-Theorie
• Komplexchemie
• Redox-Theorie
• Löslichkeitsgleichgewichte
• Anionen-Kationen-Nachweise
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Arten chemischer Bindung
Die entscheidende Größe für den Charakter einer chemischenBindung ist die Elektronegativität EN, der Bindungspartner. Siegibt das Bestreben eines Atoms an, Bindungselektronen an sichzu ziehen.
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Arten chemischer Bindung
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Hohe EN beiderBindungspartner kovalente Bindung
Große EN-Differenz (> 1,7) ionische Bindung
Nierige EN
metallische Bindung
+ -
+ +
+
e-
+
e-e-
e-
Triebkraft für Bindungsbildung:
Erreichen der Edelgaskonfiguration
Ionische Bindung
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Typisch für feste Salze:
- Meist hoher Schmelz- und Siedepunkt
- Löslich in polaren Lösungsmitteln (Wasser)
- In organischen Lösungsmitteln meist wenig löslich
- Bilden Kristallgitter
- Spröde
Metallische Bindung
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Atome geben ihre Valenzelektronen ab. Die positivenAtomrümpfe sind umgeben vom sog. Elektronengas aus freibeweglichen Elektronen:
- Elektrische und Wärmeleitfähigkeit
- Metallischer Glanz
- Duktilität
Kovalente Bindung
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Zwei Atome mit hoher EN teilen Valenzelektronen um Edelgaskonfiguration (Oktett) zu erreichen.
Cl Cl Cl Cl
Atome mit Edelgaskonfiguration haben 8 Valenzelektronen (4 Elektronenpaare). Ausnahme ist der Wasserstoff mitHeliumkonfiguration, d.h. 2 Valenzelektronen. Dies lässt sichdurch Lewis-Strukturformeln darstellen.
nicht-bindendes E-Paar
bindende E-Paare, hier Doppelbindung
Lewis-Strukturen
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Essigsäure
Schwefelsäure Salpetersäure
Wasser Kohlenstoffdioxid
Ozon
VSEPR-Modell
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Valenzschalenelektronenpaarabstoßung: Vorhersage der räumlichen Molekülstruktur.
1. Was ist das Zentralatom?
2. Wieviele Bindungspartner hat es? Freie E-Paare mitzählen.
3. Grundstruktur:
linear trigonal-planar tetraedrisch trigonal-bipyramidal oktaedrisch
4. Elektronenpaare verteilen. Freie Paare und Doppelbindungenbrauchen mehr Raum als Einfachbindungen.
Beispiele für wichtige Redoxprozesse
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Elektrolyse Batterie
Korrosion Analogfotografie
Photosynthese Zellatmung
Was sind Redoxprozesse?
Alle RedOx-Prozesse beinhalten die Reduktion eines Stoffesgekoppelt mit der Oxidation eines Stoffes.
Reduktion: Ein Stoff nimmt Elektronen auf.
z.B: 2 H+ + 2 e-H2
Oxidation: Ein Stoff gibt Elektronen ab.
z.B: 2 Cl- Cl2 + 2 e-
Somit ist eine Redoxreaktion eine Elektronenübertragung von einem Elektronendonator (Reduktionsmittel) auf einenElektronenakzeptor (Oxidationsmittel).
z.B: 2 HCl H2 + Cl2
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Beschreibung von Redoxprozessen
Die Oxidationszahl (OZ) gibt die formale Abweichung der Elektronenzahl eines Atoms vom Neutralzustand an. Jedes Atom, das an einer Reaktion beteiligt ist, hat eine entsprechende OZ.
Regeln:
• In Elementen ist die OZ immer 0.
• Metalle haben in Verbindungen positive OZ.
• Sauerstoff hat in Verbindungen die OZ -2 (-1 in Peroxiden).
• Halogene in Verbindungen haben OZ -1 (außer bei O-Hal).
• Wasserstoff in Verbindungen hat die OZ +1 (-1 in Hydriden).
• Die Summe der OZ aller Atome in einem Molekülion ist gleichder Ladung des Ions.
• Bei anderen Bindungen wird das Elektron zumelektronegativeren Bindungspartner gezählt
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Ermittlung der Oxidationszahl
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Ermittlung der Oxidationszahl
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NaCl
+1 +1
-20 0 +1 -2
+1 -2
-2
-2
+6
+1 +1
-2+1 -1
+1
-1 -1+1
Ermittlung der Oxidationszahl
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Name Lewis Struktur Oxidationsstufe (Chlor)
Chlorwasserstoff Linear -1
Chlorgas Linear 0
Hypochlorige Säure Gewinkelt +1
Chlorige Säure Gewinkelt +3
Chlorsäure Pseudo-Tetraeder +5
Perchlorsäure Tetraeder +7
Änderung der OZ bei Redoxprozessen
Aus der Definition von Oxidation, Reduktion und Oxidationszahlergibt sich: Bei Oxidationen steigt die OZ des jeweiligen Atoms, bei Reduktionen sinkt sie.
Sonderfälle:
• In Oxidations-und Reduktionsmittel liegt das gleiche Atom mitgleicher OZ vor: Disproportionierung,
z.B: 3 OCl- 2 Cl- + ClO3-
• Oxidations-und Reduktionsmittel reagieren zu Produkten, in denen das gleiche Atom mit gleicher OZ vorliegt: Komproportionierung, z.B:
2 H2SO4 + 6 H2S S8 + 4 H2O
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Aufstellen von Redoxreaktionsgleichungen
1. Aufstellen der bekannten Edukte und Produkte als vorläufigeReaktionsgleichung. Bestimmung der OZ. Indentifizieren von Oxidation und Reduktion.
2. Aufstellen der Oxidations- und Reduktionsteilgleichungenunter Berücksichtigung der Elektronen.
3. Ladungsausgleich durch Oxonium- (im Sauren) oderHydroxidionen (im Alkalischen).
4. Stoffausgleich durch Wasser.
5. Multiplizieren, sodass Oxidation und Reduktionen gleichviele Elektronen beinhalten.
6. Addieren der Teilgleichungen zu Gesamtgleichung und Streichen überflüssiger Edukte und Produkte.
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Übung
Bei der Reaktion von Kaliumpermanganat (KMnO4) mit Wasser-stoffperoxid (H2O2) im alkalischen Medium wird Sauerstoff und Braunstein (MnO2) gebildet. Indentifizieren Sie Oxidations- und Reduktionsmittel und stellen Sie die stöchometrisch korrektenTeilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.
1. “KMnO4 + H2O2 O2 + MnO2”
KMnO4 ist Oxidations-, H2O2 Reduktionsmittel
2. Ox: “H2O2 O2 + 2 e-” Red: “KMnO4 + 3 e- K+ + MnO2”
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+1 +7 -2 +1 -1 0 +4 -2
Übung
3. Ox: “H2O2 + 2 OH- O2 + 2 e-”
Red: “KMnO4 + 3 e- K+ + MnO2 + 4 OH-”
4. Ox: H2O2 + 2 OH- O2 + 2 e- + 2 H2O
Red: KMnO4 + 3 e- + 2 H2O K+ + MnO2 + 4 OH-
5. 3 x Ox + 2 x Red:3 H2O2 + 6 OH- + 2 KMnO4 + 6 e- + 4 H2O 3 O2 + 6 e- + 6 H2O + 2 K+ + 2 MnO2 + 8 OH-
6. Vereinfachen:
3 H2O2 + 2 KMnO4 3 O2 + 2 H2O + 2 K+ + 2 MnO2 + 2 OH-
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