anorganische chemie für...

Anorganische Chemiefür Biologen

Nadja Giesbrecht

AK Prof. Dr. Thomas BeinRaum: E3.005Tel: 089/[email protected]

PSE

Seminar Anorganische Chemie für Biologen 2

Größe der Ligandenfeldaufspaltung


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


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.


Arten chemischer Bindung


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


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


Atome geben ihre Valenzelektronen ab. Die positivenAtomrümpfe sind umgeben vom sog. Elektronengas aus freibeweglichen Elektronen:

- Elektrische und Wärmeleitfähigkeit

- Metallischer Glanz

- Duktilität

Kovalente Bindung


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


Essigsäure

Schwefelsäure Salpetersäure

Wasser Kohlenstoffdioxid

Ozon

VSEPR-Modell


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


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


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


Ermittlung der Oxidationszahl




NaCl

+1 +1

-20 0 +1 -2

+1 -2

-2

-2

+6

+1 +1

-2+1 -1

+1

-1 -1+1



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


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.


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”


+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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