Auch wenn Sie kein Chemiker werden möchten, benötigen Sie dennoch als angehender Mediziner ein gewisses Grundlagenwissen im Bereich der Chemie. Denn auch wenn diese Wissenschaft uns die Funktionsweise des Lebens nicht gänzlich erklärt, so hilft sie doch, es besser zu verstehen. Hier erhalten Sie die wichtigsten Informationen zu den prüfungsrelevanten Kapiteln – vom Atomaufbau über das Verstehen des PSE bis zu den Reaktionsarten und dem Chemischen Rechnen übersichtlich aufgearbeitet.
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Periodensystem

Bild: “ Periodensystem der Elemente” von Saehrimnir. Lizenz: CC BY-SA 3.0


Atomaufbau

Atomaufbau

Bild: “Atomic Structure” von Phil Schatz. Lizenz: CC BY 2.0

Atome sind die Grundbausteine sämtlicher Materie. Sie bestehen aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Hülle, in welcher sich die Elektronen auf festen, ellipsenartigen Bahnen bewegen.

Atomkern

Der Atomkern (Nucleus) enthält positiv geladene Protonen und Neutronen, welche keine Ladung besitzen. Das Besondere ist, dass der Nucleus zwar wesentlich kleiner im Vergleich zu der Hülle ist, jedoch gleichzeitig 99 % dere Masse des gesamten Atoms ausmacht.

Nuklid und Nukleonen

Das Nuklid ist eine bestimmte Kernsorte, welche genau durch die Protonen- und Neutronenzahl definiert ist. Nuklide mit der gleichen Protonen-, aber einer anderen Neutronenzahl gehören zwar zum gleichen Element, werden jedoch als Nukleone bezeichnet.

Isotope

Bei den Isotopen handelt es sich um Atome des gleichen Elements, welche sich in der Neutronenzahl unterscheiden. Das bedeutet, die Anzahl der Protonen der Atome ist gleich und somit auch die Ordnungszahl, nur die Anzahl der Neutronen variiert.

Wenn die Massenzahl im PSE als Bruchzahl vorzufinden ist, wurden die natürlich vorkommenden Isotope prozentual berücksichtigt

Berechnung der Massenzahl: Massenzahl = Anzahl der Protonen + Anzahl der Neutronen

Beispiel: Kohlenstoff, Ordnungszahl 6 (d.h. 6 Protonen und 6 Neutronen), Massenzahl 12,011

  • 6 + 6 = 12 → laut Massenzahl eine Differenz von 0,011
  • Fazit: In einigen Atomen des Elements Kohlenstoff gibt es in einem gewissen Verhältnis unterschiedliche Neutronenzahlen, sogenannte Isotope.

Für rund 20 der Reinelemente (u.a. Natrium, Phosphor, Fluor) existiert nur ein stabiles Isotop, daher werden sie als anisotop bezeichnet.

Bei den sogenannten Mischelementen handelt es sich um Elemente, welche verschiedene stabile Isotope enthalen, wie z.B. Wasserstoff, welches die stabilen Isotope Protium und Deuterium enthält.

Elektronenhülle

In der Hülle des Atoms bewegen sich die Elektronen auf ellipsenähnlichen Bahnen um den Nucleus herum. Die Elektronen füllen die Schalen von innen nach außen auf. Diese sind chronologisch beziffert, begonnen mit dem Buchstaben K. Das heißt, die erste bzw. die innerste Schale heißt „K“, die zweite „L“, die Dritte „M“ u.s.w.

Die maximale Anzahl an Elektronen, welche auf eine Schale passen, lassen sich durch folgende Gleichung berechnen: 2 n ² (n = Nummer der Schale).

Ion

Atome sind ladungsneutrale Teilchen, d.h. sie besitzen gleich viele Elektronen und Protonen. Gibt ein Atom im Zuge einer Reaktion Elektronen ab oder nimmt welche auf, so spricht man von einem geladenen Atom, einem sogenannten Ion. Positive Ionen, bei denen weniger Elektronen als Protonen vorhanden sind, werden als Kationen bezeichnet. Negative Ionen, also Ionen mit einem Elektronenüberschuss, sind auch unter dem Namen Anion bekannt.

Ionen der Hauptgruppenelemente haben wie die Edelgasatome entsprechend der Oktettregel eine voll besetzte Außenschale.

Das Periodensystem der Elemente (PSE)

Periodensystem der Elemente

Bild: “ Periodensystem der Elemente” von Saehrimnir. Lizenz: href=“http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.de“>CC BY-SA 3.0

Ordnungsprinzip

Das PSE ist auf Grundlage des Atomaufbaus entwickelt und strukturiert. Es spiegelt den Zusammenhang zwischen Aufbau und Eigenschaften der Elemente wieder und einige Informationen, wie z.B. die Elektronegativität, sind direkt angegeben.

Die Elemente sind nach steigender Kernladungszahl (= Ordnungszahl) angeordnet, welche gleichzeitig die Anzahl der Protonen angibt.

Dabei sind sie nicht wahllos aneinander gereiht, sondern sie sind in Gruppen gegliedert. Elemente der gleichen Gruppe besitzen die Anzahl an Valenzelektronen (Außenelektronen, die an Atombindungen beteiligt sein können). Bei den Gruppen werden Haupt- und Nebengruppen unterschieden. Bei den Hauptgruppenelementen spielen im Grund nur die s- und die p- Orbitale eine wichtige Rolle, da die d- und die f- Orbitale voll oder gar nicht besetzt sind. Bei den Nebengruppenelementen spielen die d- und die f- Orbitale sehr wohl eine Rolle, da deren teilweise Besetzung die Eigenschaften der Nebengruppenelemente maßgeblich beeinflusst (siehe Elektronenkonfiguration).

Weiterhin lässt sich das PSE waagerecht in die Perioden gliedern. Die Nummer der Periode entspricht der Anzahl der besetzten Schalen nach dem Bohren Atommodell.

Merke: Der Platz eines jeden Elements ist durch die Hauptgruppe und die Periode eindeutig festgelegt.

Metalle sind im PSE links unten zu finden, Nichtmetalle rechts oben.

Periodizität der Elementeigenschaften

1869 entwickelte Mendelejew das Gesetz der Periodizität auf Grundlage der regelmäßigen Wiederholung ähnlicher Elementmerkmale. Die von ihm beschriebene Periodizität beruht auf dem inneren Aufbau der Atome und deren Hülle im Besonderen.

Die Gesetzmäßigkeiten spiegeln sich in den Perioden und in den Hauptgruppen wieder:

  • Atomradius (= die Hälfte des Abstands zwischen den Kernen benachbarter, gleicher Atome): Innerhalb einer Periode verringern sich die Atomradien der Hauptgruppenelemente, da die Kernladungszahl steigt und somit die Schalen näher Richtung Kern gezogen werden. Innerhalb einer Gruppe (von den leichten zu den schweren Elementen) erhöhen die Atomradien sich, da die Anzahl der besetzten Energieniveaus (Schalen) zunimmt.
  • Masse: Sie nimmt innerhalb der Hauptgruppen von oben nach unten und innerhalb der Perioden von links nach rechts zu, was mit der steigenden Kernladungszahl in Zusammenhang steht.
  • Elektronegativität (Maß für das Bestreben eines Atoms, das Bindungselektronenpaar in einer Atomverbindung an sich zu ziehen): In einer Periode steigt die Elektronegativität der Elemente, da mit der Protonenzahl auch die effektive Kernladung wächst. Das bedeutet, dass bei einer Verbindung aus unterschiedlichen Atomen der elektronegativere Partner das Elektronenpaar verstärkt in seine Richtung „zieht“, sodass dieses nicht mehr symmetrisch zwischen den beteiligten Atomen liegt. In den Gruppen sinkt die Elektronegativität, da die effektive Kernladung durch die Abschirmung der innen liegenden Orbitale abnimmt.

Nebengruppenelemente

Bei den Nebengruppenelementen handelt es sich um Metalle, auch Übergangsmetalle genannt. Die biochemisch essentiellen Nebengruppenelemente, z.B. Zink, Eisen, Mangan, Kupfer u.v.m. werden auch Spurenelemente genannt und sollten regelmäßig in geringen Mengen vom menschlichen Organismus augenommen werden. Diese sind wichtig für die Funktion der Metalloenzyme.

Elektronenkonfiguration und Orbitalmodell

Für die Atome gibt es neben den bildlichen Veranschaulichungen noch weitere Darstellungsmöglichkeiten, wie z.B. das Energieniveauschema und die Elektronenkonfiguration.

Darstellung zeigt Energieniveauschema von Natrium

Bild: “Darstellung zeigt Energieniveauschema von Natrium” von JorisD. Lizenz: CC BY-SA 2.5

Bei der Elektronenkonfiguration handelt es sich um die Verteilung der Elektronen auf den Atomorbitalen. Für jedes Atom ist sie spezifisch.

Merke: Ein Orbital ist jener Bereich innerhalb des Atoms, in welchem sich die Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit befinden. Jedes Orbital enthält maximal 2 Elektronen.

Die Elektronenkonfiguration wird aufgestellt, indem man jedes einzelne Orbital aufführt. Dafür sind zunächst einige Informationen von wichtiger Bedeutung:

  • Handelt es sich um ein Haupt- oder Nebengruppenelement?

→ Handelt es sich um ein Hauptgruppenelement, so ist das zuletzt belegte Orbital ein s- oder ein p- Orbital

→ Handelt es sich um ein Nebengruppenelement, so ist das zuletzt belegte Orbital ein d- oder ein f- Orbital

  • In der wievielten Periode befindet sich das Atom?

→ Das höchste Hauptniveau entspricht der Periode, in welche das Atom sich befindet.

  • Ordnungszahl

→ Summe der Exponenten ergibt die Ordnungszahl

Um eine korrekte Elektronenkonfiguration aufstellen zu können, gibt es einige Besetzungsregeln zu beachten:

  1. Aufbauprinzip:Der Aufbau erfolgt  nach energetischer Reihenfolge, begonnen mit dem energetisch niedrigsten Orbital (s-Orbital).
  2. Pauliprinzip: Ein Orbital umfasst maximal 2 Elektronen.
  3. Hundsche Regel: Energiegleiche Orbitale werden einzeln besetzt.
Energieniveaus/ Orbitale sind stabil, wenn sie voll, leer oder halbvoll sind.

Die Darstellung eines Atoms als Elektronenkonfiguration ist auch insofern nützlich, dass man daraus seine Oxidationszahl bzw. -zahlen ablesen kann.

Oxidationszahlen

Die Oxidationszahl gibt Auskunft darüber, wie viele Elektronen ein Atom aufgenommen oder abgegeben haben im Vergleich zu seinem elementaren Zustand.

Die Oxidationszahl gibt die Ionenladung (Wertigkeit) an.

Das  Ziel eines jeden Atoms ist die Edelgaskonfiguration und um diese zu erreichen, geben die Atome Elektronen ab bzw. nehmen welche auf.

Merke: Die Edelgaskonfiguration ist eine energetisch stabile Anordnung der Elektronen, bei der die Außenschale mit Elektronen voll besetzt ist (Oktettregel). Diesen Zustand streben die Atome sämtlicher Elemente an und er wurde von den Elementen der 8. Hauptgruppe (Edelgase) erreicht, weshalb diese sehr reaktionsträge sind.

Um die Oxidationszahl eines Atoms innerhalb eines Stoffes bestimmen zu können, sind einige Grundsätze zu beachten:

Festgelegte Oxidationszahlen

0. Reine Elemente: ±0

In Verbindungen gilt:

  1. Metalle sind stets positiv
  2. Fluor: -1
  3. Wasserstoff: +1
  4. Sauerstoff: -2
  5. Halogene: -1
Hinweis: Kommen mehrere Atome aus dieser Liste vor, werden die Oxidationszahlen entsprechend dieser Hierarchie angegeben.

Beispiel: H2O2 → H: +1; O: -1 (die Oxidationszahl des Wasserstoffes steht in der Hierarchie über der des Sauerstoff und deswegen erhält Wasserstoff seine in der Liste festgelegte Oxidationszahl)

Allgemeine Festlegungen

  1. Verbindungen nach außen hin ±0
  2. Ionen nach außen entsprechend der Ionenladung

Chemische Bindungsarten

Grundsätzlich kann man innermolekulare und zwischenmolekulare Bindungen unterscheiden. Zu der ersten Gruppe zählen die Ionenbindung, die Atombindung und die Metallbindung. Zu der zweiten genannten Gruppe gehören die Van-der-Waals-Bindung, sowie die Wasserstoffbrücken. Diese haben einen wichtigen Einfluss auf die Stoffeigenschaften, wie z.B. die Löslichkeit.

Innermolekulare Bindungen

Ionenbindung

ist eine Art der chemischen Bindung, die auf starken Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen (Coulomb-Kraft, elektrostatische Kraft) beruht. Durch die Ionenbindung entsteht eine sehr regelmäßige Anordnung von Ionen, welche auch Ionengitter genannt wird. Ist ein Feststoff aus Ionen aufgebaut, so handelt es sich um ein Salz.

Merkmale:

  • regelmäßige, gitterförmige, räumliche Anordnung
  • positiv geladene Metall-Ionen und negativ geladene Nichtmetall-Ionen
  • starke Anziehungskräfte

Stoffeigenschaften:

  • relativ hohe Schmelz- und Siedetemperatur
  • spröde
  • keine elektrische Leitfähigkeit des Feststoffes
  • gute elektrische Leitfähigkeit der Schmelze und der wässrigen Lösung

Berechnung:

ΔENW > 1,7

(ENW = Elektronegativitätswert; ist dem PSE zu entnehmen)

Atombindung (kovalente Bindung)

ist eine Art der chemischen Bindung, welche auf der Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare beruht. Die Atome haben feste Partner, weshalb es eine gerichtete Bindung ist.

Aus dieser Bindungsart lässt sich die Stoffklasse der Molekülsubstanzen ableiten.

Stoffeigenschaften:

  • relativ niedrige Schmelz- und Siedetemperatur

Berechnung: [Lage der gemeinsamen Elektronenpaare]

  • polare Atombindung [mittig] ΔENW = 0
  • unpolare Atombindung [zum elektronegativeren Partner verschoben] 0 < ΔENW < 1,7

Metallbindung

ist eine Art der chemischen Bindung, die auf den Anziehungskräften zwischen positiv geladenen Metall-Ionen und negativ geladenen, frei beweglichen Elektronen beruht.

Aus dieser Bindungsart lässt sich die Stoffklasse der Metalle ableiten.

Merkmale:

  • regelmäßige, gitterförmige Anordnung der positiv geladenen Metall-Ionen im Raum
  • negativ geladene, frei bewegliche Elektronen

Stoffeigenschaften:

  • meist fest (Ausnahme: Quecksilber)
  • metallischer Glanz
  • gute elektrische Leitfähigkeit (mit Anstieg der Temperatur abnehmend)
  • gute Wärmeleitfähigkeit
  • plastisch verformbar

Berechnung:

nicht berechenbar, tritt bei Metallen und Legierungen auf

Zwischenmolekulare Bindungen

Van-der-Waals-Bindung

Bei den Van-der-Waals-Kräften handelt es sich um schwache Anziehungskräfte bzw. nicht-kovalente Wechselwirkungen zwischen Molekülen, Atomen oder Ionen. Sie ist abhängig von der Teilchengröße und der Berührungsfläche.

Wasserstoffbrücken

Treten zwei Moleküle über ein Wasserstoffatom in Wechselwirkung, so entstehen sogenannte Wasserstoffbrücken. Dabei herrschen starke Anziehungskräfte zwischen dem positiven Wasserstoffatom und einem freien Elektronenpaar des Stickstoff-, Sauerstoff- oder Fluoratoms. Wasserstoffbrücken werden nur mit den elektronegativsten Elementen (N,O,F) gebildet.

Hierbei gibt es einen Donator und einen Akzeptor.

Bei dem Donator ist das Wasserstoffatom an einen stark elektronegativen Partner gebunden, wodurch das Wasserstoffatom zum positiven Pol (positive Partialladung) und der Bindungspartner zum negativen Pol wird. Die Akzeptoren sind in der Regel die kovalent gebundenen Stickstoff-, Sauerstoff- oder Fluoratome, welche eine negative Partialladung besitzen.

Relevanz der Wasserstoffbrücken in der Biochemie:

  • DNA: Basenpaarung, Zusammenschluss der DNA-Stränge
  • RNA: tRNA (Bildung intramolekularer Wasserstoffbrücken)
  • Proteine: Bildung von Sekundärstrukturen (α-Helix, β-Faltblatt)

Aggregatzustände und Phasenübergänge

Aggregatzustand

Ein Stoff kann den Aggregatzustand fest, flüssig oder gasförmig haben.

  • Fest (s): Die Moleküle eines Stoffes sind in einer kristallartigen Struktur vorzufinden.
  • Flüssigkeit (l): Die Moleküle werden durch die Anziehungskräfte im Flüssigkeitsverband zusammen gehalten, sind jedoch gegeneinander beweglich.
  • Gasförmig (g): Die Moleküle sind relativ weit voneinander entfernt, sodass gegenseitige Wechselwirkungen gering sind.

Phasenübergang

Dabei handelt es sich um die Änderung des Aggregatzustandes.

Während eines Phasenübergangs bestehen gleichzeitig zwei Phasen nebeneinander, z.B. Eis-Wasser-Gemisch, Wasser-Wasserdampf.

Während der Änderung des Aggregatzustandes wird immer Energie verbraucht. Wenn bei einem Phasenübergang in eine Richtung Energie zugeführt werden muss, so wird diese während des Phasenübergangs in die andere Richtung wieder frei.

Folgende gängige Begrifflichkeiten sollten Sie kennen:

fest → flüssig: schmelzen

flüssig → fest: erstarren

flüssig → gasförmig: verdampfen

gasförmig → flüssig: kondensieren

fest → gasförmig: sublimieren

gasförmig → fest: resublimieren

Chemische Reaktionen

Chemische Stoffe reagieren, in dem Bindungen aufgebaut oder gelöst werden. Pendeln sich Hin- und Rückreaktion nach einer bestimmten Zeit ein, so ergibt sich ein Gleichgewicht aus Produkten und Edukten.

Wichtige Reaktionstypen in der Anorganik sind die Redox- und die Säure-Basen-Reaktionen.

Säure-Basen-Reaktionen

Merke: Nach Brönstedt hat eine Säure die Eigenschaft, Protonen abzugeben, d.h als Protonendonator zu wirken.

Eine Base ist durch die Eigenschaft charakterisiert, Protonen aufnehmen zu können, d.h. als Protonenakzeptor zu wirken.

Reagieren eine Säure und eine Base miteinander, so spricht man auch von Säure-Basen-Paaren. Die Oxidationszahlen verändern sich nicht, anders als bei der Redoxreaktion.

Acid Base Reactions

Bild: “Acid-Base Reactions” von Phil Schatz. Lizenz: CC BY 4.0

Beispiel:

  • NaOH ist eine Base: In wässriger Lösung dissoziiert es in Na+ und OH. Die Hydroxidionen nehmen Wasserstoffionen auf und es entsteht Wasser.
  • HCl ist eine Säure: In wässriger Lösung dissoziiert es in Hund Cl– . Nach diesem Modell gibt die Säure ein Proton ab, d.h. ein Wassermolekül nimmt ein H+ auf und lässt so ein Hydroniumion (H3O+) auf der Seite der Produkte entstehen. HCl und Cl– sind in dieser Konstellation das konjugierte Säure-Basen-Paar 1 und H2O und H3Osind das konjugierte Säure-Basen-Paar 2.

Eine Sonderform der Säure-Basen-Reaktion ist die Neutralisation.

Die Neutralisation ist eine chemische Reaktion, bei der sich Wasserstoff-Ionen und Hydroxid-Ionen zu Wasser verbinden.

Wortgleichung: Hydroxid + Säure → Salz + Wasser

Beachte: Oftmals wird vorausgesetzt, dass man äquimolare Mengen Säure und Base miteinander reagieren lässt. Ließe man eine starke Säure mit einem schwachen Partner reagieren, so würde keine neutrale (pH- Wert 7) Lösung entstehen.

Redoxreaktionen

Die Redoxreaktion ist eine Reaktion mit Elektronenübergang, bei der die Oxidation und die Reduktion als Teilreaktionen miteinander gekoppelt ablaufen. Bei der Oxidation kommt es zur Elektronenabgabe und bei der Reduktion erfolgt eine Elektronenaufnahme. Damit verbunde ist eine Änderung der Oxidationszahl.

Voraussetzung für eine Redoxreaktion ist das Vorhandensein zweier korrespondierender Elektronenpaare.

Beispiel:

500px-Redoxreaktion.svg

Wie am Beispiel zu sehen ist, wird das CuO reduziert und als Oxidationsmittel bezeichnet. Weiterhin ist zu erkennen, dass die Oxidationszahl des Kupfers sich verändert, während die des Sauerstoffs gleich bleibt. Das bedeutet, dass das Kupferatom der Teil der Kupferoxid-Verbindung ist, welcher Elektronen aufnimmt und somit am Elektronenübergang beteiligt ist.

Das Hwird oxidiert, d.h. es werden Elektronen abgegeben und es fungiert daher als Reduktionsmittel.

Zusammenfassung:

Sowohl die Säure-Basen-Reaktion, als auch die Redoxreaktion zählen als Reaktionstyp zu den Donator-Akzeptor-Reaktionen. Der Unterschied besteht darin, dass bei den Säure-Basen-Reaktionen es Protonen sind, die übertragen werden und bei den Redoxreaktionen sind die übertragenen Teilchen die Elektronen.

Quantitative Analyse (Chemisches Rechnen)

SI-Einheiten

Die Grundvoraussetzung für sämtliche chemische Berechnungen ist die Kenntnis der wesentlichen Größe, Maße und Grundeinheiten, die sogenannten SI-Einheiten (Système International d’unités).

Atomare Masseneinheit: 1→ vergleicht die Masse eines Wasserstoffatoms mit einem anderen Atom

Stoffmenge n: 1 mol = 6 × 10-23 → n= m/M

Masse m: 1 kg

Molare Masse M: 1 g/mol → M=m/n

Stoffkonzentration c: 1 mol/cm3

Volumen V: 1 m³

Massenwirkungsgesetz (MWG)

Das MWG liefert die mathematische Grundlage zur Berechnung des Verhältnisses zwischen Produkten und Edukten im eingestellten Gleichgewicht auf Grundlage der dort herrschenden Stoffkonzentration. Das Verhältnis K ist für eine bestimmte Reaktion mit den gleichen Bedingungen konstant.

Voraussetzungen:

  • gilt nur für geschlossene Systeme
  • nur gültig für eingestellte Gleichgewichte

K = Gleichgewichts-/Massenwirkungskonstante

Stöchiometrische Zahlen der Reaktionszahlen müssen als Exponenten im MWG berücksichtigt werden.

Kalorimetrie

Bei der Kalorimetrie geht es um das Messen der bei chemischen Reaktionen freigesetzten oder aufgenommenen Wärmemengen.

Voraussetzungen:

  • hohe Reaktionsgeschwindigkeit
  • vollständiger Ablauf der chemischen Reaktionen
  • messbarer Wärmeumsatz

Gleichung für kalorimetrische Berechnungen:

Equitation for calorimetric calculations

[cp H2O = 4,19 kJ × kg-1 × K-1]

[RP = Reaktionsprodukt]

Satz von Hess

Dieser Satz besagt, dass die molare Reaktionsenthalpie nur vom Anfangs- und vom Endzustand abhängt und dabei unabhängig vom Reaktionsweg ist.

Ist es nicht es nicht möglich Reaktionsenthalpien direkt zu messen, so können diese indirekt durch den Satz von Hess ermittelt werden, indem die Enthalpien der chemischen Reaktionen aus den aufgelisteten Bildungs- und Verbrennungsenthalpien (siehe Tafelwerk) berechnet werden.

Merke: Die Molare Reaktionsenthalpie ist die umgesetzte Energie einer chemischen Reaktion, bezogen auf die Stoffmenge. (Einheit: kJ/mol)

Berechnung:
ΔRH1 = ΔRH2 + ΔRH3

pH-Wert Berechnung

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Hydronium-Konzentration (bei 22°C) und ist damit eine Maß dafür, wie sauer oder basisch eine Lösung ist.

Diese Rechnung ist besonders relevant für die Säure-Basen-Reaktionen.

Berechnung: pH = – lg{cO}

Beispiel:

geg.: HCl mit cO = 0,2 mol/l

ges.: pH- Wert

Lsg.: pH = – lg{cO}

pH = -lg0,2 = 0,7

→ 0,7 < 7, d.h. es handelt sich um eine stark saure Lösung.

Mögliche Prüfungsfragen

Die Lösungen befinden sich unterhalb der Quellenangaben.

1. Wie viele Elektronen passen auf die äußerste Schale des Edelgases der dritten Periode (Argon)?

  1. 6
  2. 8
  3. 9
  4. 12
  5. 18

2. Welcher Aussage zum PSE ist korrekterweise zuzustimmen?

  1. Innerhalb einer Periode verringern sich die Atomradien der Hauptgruppenelemente
  2. Mit steigender Kernladungszahl nimmt die Masse eines Atoms ab.
  3. Elemente der gleichen Periode besitzen die gleiche Anzahl an Valenzelektronen.
  4. Alkalimetalle erreichen durch Aufnahme eines Elektrons die Edelgaskonfiguration.
  5. Anhand des Elektronegativitätswertes eines Elements lässt sich direkt die Art der Bindung ablesen, welche es eingehen wird.

3. Die Redoxreaktion ist eine Reaktion mit Elektronenübergang. Welche der folgenden Aussagen stimmt nicht mit dem Charakter der Redoxreaktion überein?

  1. Die Oxidation und die Reduktion laufen als Teilreaktionen immer parallel ab.
  2. Das Oxidationsmittel wird reduziert und das Reduktionsmittel wird oxidiert.
  3. Die Oxidation erfolgt unter Elektronenabgabe, während es bei der Reduktion zur Elektronenaufnahme kommt.
  4. Zwingende Voraussetzung für die Redoxreaktion ist das Vorhandensein von mindestens einem korrespondierenden Elektronenpaar. 
  5. Als chemische Reaktion mit Elektronenübergang zählt die Redoxreaktion zu den Donator-Akzeptor-Reaktionen.

Quellen

Mark Buchta, Andreas Sönnichsen (Hrsg.): Das Physikum, Urban & Fischer, 2. Auflage 2010

Prof. Dr. Erhard Kemnitz, Dr. Rüdiger Simon (Hrsg.): Duden – Basiswissen Schule Chemie, Dudenverlag, 3. Auflage 2011

Der Atomkern via Radioaktivität und Strahlung

Zwischenmolekulare Kräfte via Zentrale für Unterrichtsmedien im Internet

Atombindung via Wikipedia

Van-der-Waals-Bindung via Quantenwelt.de

Wasserstoffbrückenbindung via Flexikon

Wasserstoffbrückenbindung via chemie.de

Säure-Base-Reaktion via chemie.de

pH-Wert: Sauer oder basisch? via onmeda.de

Kalorimetrie via chemie.de

Hess’scher Wärmesatz via

Erster Hauptsatz der Thermodynamik via

Lösungen zu den Prüfungsfragen: 1E, 2A, 3D



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