Praktikum, Chemie für Mediziner - Exam

Aufgabe 1)

Betrachte das Periodensystem der Elemente (PSE). Ordne es nach steigender Ordnungszahl und ähnlichen chemischen Eigenschaften. Nutze die Gruppen und Perioden, um die Unterschiede zwischen Metallen, Nichtmetallen und Halbmetallen zu erklären. Berücksichtige dabei die Elektronenkonfiguration, um das chemische Verhalten der Elemente zu verdeutlichen. Analysiere auch die Trends in der Reaktivität, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität entlang des Periodensystems.

a)

• a) Erkläre den Begriff der Elektronenkonfiguration und beschreibe, wie die Elektronenkonfiguration die chemischen Eigenschaften eines Elements beeinflusst. Wähle zwei Beispiele von Elementen aus unterschiedlichen Gruppen und Perioden des PSE, und vergleiche ihre Elektronenkonfigurationen sowie deren Auswirkungen auf ihre chemischen Eigenschaften.

Lösung:

Elektronenkonfiguration und ihre Auswirkungen auf chemische Eigenschaften

Die Elektronenkonfiguration bezeichnet die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Elektronenschalen und Orbitale. Sie folgt bestimmten Regeln, zum Beispiel dem Aufbauprinzip, nach dem die Elektronen zunächst die energieärmsten Orbitale besetzen, sowie der Hund'schen Regel und dem Pauli-Prinzip.

Die Elektronenkonfiguration bestimmt die chemischen Eigenschaften eines Elements maßgeblich, da sie die Verteilung der Valenzelektronen — also der Elektronen in der äußersten Schale — beschreibt. Diese Valenzelektronen sind für die chemischen Reaktionen und Bindungen verantwortlich. Elemente mit ähnlicher Elektronenkonfiguration haben ähnliche chemische Eigenschaften und werden daher in das Periodensystem der Elemente in dieselben Gruppen eingeteilt.

Beispiele und Vergleich

• Natrium (Na) - Gruppe 1 (Alkalimetalle), Periode 3

  Elektronenkonfiguration: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

  Natrium besitzt ein einzelnes Elektron in seiner äußersten Schale (3s¹). Diese Konfiguration macht Na sehr reaktionsfreudig, da es dazu neigt, dieses Elektron abzugeben und dadurch eine stabile Edelgaskonfiguration (die von Neon) zu erreichen. Das resultiert in einem positiven Ion (Na⁺) und ist charakteristisch für Alkalimetalle.

• Sauerstoff (O) - Gruppe 16 (Chalkogene), Periode 2

  Elektronenkonfiguration: 1s² 2s² 2p⁴

  Sauerstoff hat sechs Elektronen in seiner äußeren Schale (2s² 2p⁴) und benötigt zwei weitere Elektronen, um eine vollständige Oktettstruktur und somit eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Daher ist Sauerstoff stark elektronegativ und neigt dazu, Elektronen aufzunehmen, um ein negatives Ion (O²⁻) zu bilden.

Durch den Vergleich der Elektronenkonfigurationen von Natrium und Sauerstoff wird deutlich, wie die Anzahl und Verteilung der Valenzelektronen ihre Reaktivität und Bindungsneigung beeinflusst. Natrium tendiert dazu, Elektronen abzugeben und eine positive Ladung zu erzielen, während Sauerstoff Elektronen aufnimmt, um eine negative Ladung zu erreichen.

b)

• b) Beschreibe die Trends der Ionisierungsenergien innerhalb einer Periode und einer Gruppe im PSE. Warum nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab? Erkläre diese Trends unter Berücksichtigung der Atomgröße und der Kernladung.

Lösung:

Trends der Ionisierungsenergie im Periodensystem

Die Ionisierungsenergie (IE) ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus einem Atom im gasförmigen Zustand zu entfernen. Sie wird in Elektronenvolt (eV) oder Kilojoule pro Mol (kJ/mol) gemessen und gibt Aufschluss über die Stärke der Bindung zwischen dem Elektron und dem Atomkern.

• Trends innerhalb einer Periode

  Von links nach rechts innerhalb einer Periode nimmt die Ionisierungsenergie zu. Dies liegt an den folgenden Faktoren:

  • Zunahme der Kernladung: Die Anzahl der Protonen im Kern nimmt zu, was zu einer stärkeren Anziehungskraft auf die Elektronen führt.
  • Abnahme der Atomgröße: Durch die stärkere Anziehungskraft des Kerns ziehen sich die Elektronen enger um den Kern zusammen, was die Entfernung eines Elektrons erschwert.
• Trends innerhalb einer Gruppe

  Von oben nach unten innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie ab. Dies wird durch folgende Faktoren erklärt:

  • Zunahme der Atomgröße: Mit jedem zusätzlichen Elektronenschalen nimmt der Abstand zwischen dem Kern und dem äußersten Elektron zu, was die Anziehungskraft schwächt.
  • Abschirmungseffekt: Zusätzliche Elektronenschalen verringern die effektive Kernladung, die das äußerste Elektron verspürt, da die inneren Elektronen die Kernladung teilweise abschirmen.

Zusammengefasst sind die Trends der Ionisierungsenergie das Ergebnis des Zusammenspiels zwischen Kernladung und Atomgröße. Innerhalb einer Periode führt die zunehmende Kernladung und abnehmende Atomgröße zu höheren Ionisierungsenergien. Innerhalb einer Gruppe wirken die zunehmende Atomgröße und der Abschirmungseffekt entgegen, was zu niedrigeren Ionisierungsenergien führt.

c)

• c) Die Elektronegativität variiert im PSE. Beschreibe den Trend der Elektronegativität innerhalb einer Periode und einer Gruppe. Warum ist Fluor das elektronegativste Element? Nutze die Elektronegativitäten, um die Polarität einer Bindung zwischen Fluor und Wasserstoff zu erklären. Berechne den Unterschied in der Elektronegativität und schließe daraus auf die Bindungsart zwischen diesen beiden Elementen.

Lösung:

Trends der Elektronegativität im Periodensystem

Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen in einer chemischen Bindung zu sich zu ziehen. Sie ist eine dimensionslose Größe und wird oft auf der Pauling-Skala angegeben.

• Trends innerhalb einer Periode:

  Von links nach rechts innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität zu. Dies liegt daran, dass die Atomgröße abnimmt und die Kernladung zunimmt, wodurch die Elektronen stärker angezogen werden.

• Trends innerhalb einer Gruppe:

  Von oben nach unten innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität ab. Dies ergibt sich aus der Zunahme der Atomgröße und dem Abschirmungseffekt, der die effektive Kernladung auf die Valenzelektronen verringert, sodass die Anziehungskraft auf die Elektronen schwächer wird.

Warum ist Fluor das elektronegativste Element?

Fluor ist das elektronegativste Element (Elektronegativität: 3,98 auf der Pauling-Skala) aus folgenden Gründen:

• Hohe Kernladung: Fluor hat eine hohe Effektivladung aufgrund der großen Anzahl von Protonen im Verhältnis zu seiner Größe.
• Kleine Atomgröße: Da Fluor in der zweiten Periode liegt, hat es eine kleine Atomgröße, und die Elektronen sind näher am Kern.

Polarität der Bindung zwischen Fluor und Wasserstoff

Die Polarität einer Bindung ergibt sich aus dem Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome. Für Fluor und Wasserstoff sind die Elektronegativitäten:

• Fluor (F): 3,98
• Wasserstoff (H): 2,20

Der Unterschied in der Elektronegativität beträgt:

 \text{ΔEN} = |\text{EN}(F) - \text{EN}(H)| = |3,98 - 2,20| = 1,78 

Ein Elektronegativitätsunterschied von 1,78 deutet auf eine stark polare kovalente Bindung hin. In einer solchen Bindung zieht das Fluoratom die Bindungselektronen stärker an, wodurch eine partielle negative Ladung (\text{δ^-}) auf dem Fluor und eine partielle positive Ladung (\text{δ^+}) auf dem Wasserstoff entsteht. Dies führt zu einem Dipolmoment in der H-F-Bindung.

d)

• d) Anhand des PSE, erkläre den Unterschied zwischen Metallen, Nichtmetallen und Halbmetallen bezüglich ihrer physikalischen und chemischen Eigenschaften. Gib drei Beispiele für jedes und beschreibe, wie diese Eigenschaften ihre Verwendungen in der Medizin beeinflussen könnten.

Lösung:

Unterschiede zwischen Metallen, Nichtmetallen und Halbmetallen

Das Periodensystem der Elemente (PSE) enthält verschiedene Arten von Elementen, die in Metalle, Nichtmetalle und Halbmetalle eingeteilt werden. Diese Gruppen unterscheiden sich erheblich in ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften.

Metalle

• Hohe Wärme- und elektrische Leitfähigkeit
• Metallischer Glanz
• Hohe Duktilität und Verformbarkeit

• Tendenz, Elektronen abzugeben und positive Ionen (Kationen) zu bilden
• Reaktion mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasserstoffgas
• Bildung basischer Oxide

• Eisen (Fe): Wird in Form von Eisenpräparaten zur Behandlung von Eisenmangelanämie verwendet.
• Gold (Au): Nutzen in der Zahnheilkunde und in Form von Gold-Nanopartikeln für gezielte Krebstherapien.
• Titan (Ti): Einsatz in chirurgischen Implantaten und Prothesen aufgrund seiner Korrosionsbeständigkeit und Biokompatibilität.

Nichtmetalle

• Schlechte Wärme- und elektrische Leitfähigkeit
• Kein metallischer Glanz
• Meist spröde und nicht verformbar

• Tendenz, Elektronen aufzunehmen und negative Ionen (Anionen) zu bilden
• Bildung saurer Oxide
• Reaktion mit Metallen unter Bildung von Salzen

• Sauerstoff (O): Lebensnotwendig für die Zellatmung und in der Sauerstofftherapie für Patienten mit Atemwegserkrankungen verwendet.
• Jod (I): Nutzung als Desinfektionsmittel und in Kontrastmitteln für bildgebende Verfahren.
• Kohlenstoff (C): Grundelement in der organischen Chemie und in Form von Kohlenstoffnanotubes für die Entwicklung neuer medizinischer Materialien.

Halbmetalle (Metalloide)

• Eigenschaften zwischen denen von Metallen und Nichtmetallen
• Mäßige elektrische Leitfähigkeit (Halbleiter-Verhalten)
• Glänzende oder matte Erscheinung

• Kann sowohl Elektronen abgeben als auch aufnehmen
• Reagiert unterschiedlich mit Säuren und Basen

• Silizium (Si): Nutzung in Medizintechnologie, besonders in Biosensoren und Mikroelektronik für Diagnosegeräte.
• Arsen (As): Früher Verwendung in Medikamenten, heute in der Krebstherapie in Form von Arsen-trioxid.
• Boron (B): Anwendung in der Bor-Neutronen-Einfangtherapie (BNCT) für die Behandlung von Hirntumoren.

Die Unterschiede in den physikalischen und chemischen Eigenschaften der Metalle, Nichtmetalle und Halbmetalle bestimmen ihre jeweilige Verwendung in verschiedenen medizinischen Anwendungen. Metalle bieten mechanische Stabilität und Leitfähigkeit, Nichtmetalle biologische Relevanz und chemische Reaktivität, während Halbmetalle einzigartige Halbleitereigenschaften besitzen, die in technischen und medizinischen Geräten ausgenutzt werden.

Aufgabe 2)

Betrachten wir eine Säure-Base-Titration, bei der analysiert wird, wie eine starke Base (NaOH) in eine schwache Säure (Essigsäure, CH₃COOH) titriert wird.

Die Reaktionsgleichung lautet:

CH₃COOH + OH^- \rightarrow CH₃COO^- + H₂O

Die Essigsäure hat eine pK_a von 4,76. Bei einer Titration wird 0,1 molare NaOH zu 25,0 mL einer 0,1 molaren Essigsäurelösung gegeben.

• Essigsäurekonzentration: c = 0,1 M
• Essigsäurevolumen: V₁ = 25,0 mL
• NaOH-Konzentration: c = 0,1 M

a)

1. Berechne den pH-Wert der Lösung nach Zugabe von 12,5 mL 0,1 M NaOH.

Starte mit der Berechnung der Menge der hinzugefügten und verbliebenen Mole an Essigsäure und Acetat-Ionen. Bestimme anschließend den pH-Wert der resultierenden Lösung.

Lösung:

Schritt-für-Schritt-Anleitung zur Berechnung des pH-Werts der Lösung nach Zugabe von 12,5 mL 0,1 M NaOH:

1. Berechnung der hinzugefügten und verbrauchten Stoffmengen:

• Gegebene Daten:
  • Essigsäurevolumen, V₁ = 25,0 mL
  • Essigsäurekonzentration, c₁ = 0,1 M
  • NaOH-Volumen, V₂ = 12,5 mL
  • NaOH-Konzentration, c₂ = 0,1 M
• Berechnung der Stoffmenge an Essigsäure:N(CH₃COOH) = c₁ * V₁ = 0,1 mol/L * 25,0 mL * (1 L / 1000 mL) = 0,0025 mol
• Berechnung der Stoffmenge an NaOH:N(NaOH) = c₂ * V₂ = 0,1 mol/L * 12,5 mL * (1 L / 1000 mL) = 0,00125 mol

2. Berechnung der verbleibenden Mengen an CH₃COOH und CH₃COO^- nach der Reaktion:

• Reaktionsgleichung: CH₃COOH + OH^- → CH₃COO^- + H₂O

  Nach der Reaktion:

  • Verbleibende Menge an CH₃COOH: N(CH₃COOH) = 0,0025 mol - 0,00125 mol = 0,00125 mol
  • Erzeugte Menge an CH₃COO^-: N(CH₃COO^-) = 0,00125 mol
• Berechnung der Konzentrationen:
  • Gesamtvolumen der Lösung: V_gesamt = 25,0 mL + 12,5 mL = 37,5 mL = 0,0375 L
  • Konzentration von CH₃COOH: [CH₃COOH] = 0,00125 mol / 0,0375 L = 0,0333 M
  • Konzentration von CH₃COO^-: [CH₃COO^-] = 0,00125 mol / 0,0375 L = 0,0333 M

3. Berechnung des pH-Werts:

• Verwendung der Henderson-Hasselbalch-Gleichung:\(pH = pK_a + \log \frac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}\)
• Substitution der Werte in die Gleichung:\(pH = 4,76 + \log \frac{0,0333}{0,0333}\)\(pH = 4,76 + \log 1\)\(pH = 4,76 + 0\)\(pH = 4,76\)

b)

2. Beschreibe den Mechanismus, der während der Titration abläuft, und erkläre mithilfe des Bronsted-Lowry und Lewis-Konzepts, wie die Protonenübertragung und Elektronenpaarinteraktion in dieser Reaktion funktionieren.

Gehe dabei insbesondere auf die Rolle der Essigsäure als Bronsted-Lowry-Säure und die Hydroxidionen als Lewis-Base ein.

Lösung:

Beschreibung des Mechanismus der Säure-Base-Titration und Erklärung der Protonenübertragung und Elektronenpaarinteraktion mit dem Brønsted-Lowry- und Lewis-Konzept:

Während der Titration von Essigsäure (CH₃COOH) mit Natriumhydroxid (NaOH) erfolgt eine chemische Reaktion, bei der die Essigsäure als Säure und das Hydroxidion (OH^-) als Base wirken. Diese Reaktion kann durch zwei Konzepte erklärt werden: das Brønsted-Lowry-Konzept und das Lewis-Konzept.

1. Brønsted-Lowry-Konzept:

• Brønsted-Lowry-Säure: Eine Brønsted-Lowry-Säure ist ein Molekül oder Ion, das Protonen (H⁺) abgibt. In diesem Fall funktioniert die Essigsäure (CH₃COOH) als Brønsted-Lowry-Säure, da sie ein Proton (H⁺) an das Hydroxidion (OH^-) abgibt.
• Brønsted-Lowry-Base: Eine Brønsted-Lowry-Base ist ein Molekül oder Ion, das Protonen (H⁺) aufnimmt. Das Hydroxidion (OH^-) von NaOH fungiert als Brønsted-Lowry-Base, da es ein Proton (H⁺) von der Essigsäure annimmt.

CH₃COOH + OH^- → CH₃COO^- + H₂O

In dieser Reaktion überträgt die Essigsäure ein Proton (H⁺) an das Hydroxidion. Dadurch entsteht das Acetat-Ion (CH₃COO^-) und Wasser (H₂O).

2. Lewis-Konzept:

• Lewis-Säure: Eine Lewis-Säure ist eine Substanz, die ein Elektronenpaar aufnehmen kann. Im klassischen Sinne wird Essigsäure nicht als Lewis-Säure betrachtet, aber wenn man das Acetat-Ion betrachtet, könnte es als Lewis-Basis beschrieben werden, da es ein freies Elektronenpaar besitzt.
• Lewis-Base: Eine Lewis-Base ist eine Substanz, die ein Elektronenpaar abgeben kann. Das Hydroxidion (OH^-) fungiert als Lewis-Base, da es ein freies Elektronenpaar besitzt, das es verwenden kann, um ein Proton (H⁺) zu akzeptieren.

OH^- + H⁺ → H₂O

Das Hydroxidion (OH^-) besitzt ein freies Elektronenpaar, das verwendet werden kann, um ein Proton (H⁺) aufzunehmen und so Wasser zu bilden. Dieser Prozess zeigt die Interaktion eines Elektronenpaars (von der Lewis-Base) mit einem Proton.

Zusammenfassung:

• Im Brønsted-Lowry-Konzept fungiert die Essigsäure (CH₃COOH) als Säure, da sie ein Proton (H⁺) an das Hydroxidion (OH^-) abgibt, das als Base fungiert.
• Im Lewis-Konzept fungiert das Hydroxidion (OH^-) als Base, da es ein Elektronenpaar verwendet, um ein Proton (H⁺) aufzunehmen und so Wasser zu bilden.

Aufgabe 3)

Kontext der Aufgabe: Ein zentrales Konzept der Chemie für Mediziner ist das Verständnis von Redox-Reaktionen und Oxidationszahlen. Hierbei kommt es zum Elektronentransfer zwischen Reaktanten, wobei einer der Reaktanten Elektronen abgibt (Oxidation) und der andere Elektronen aufnimmt (Reduktion). Das Verfolgen dieses Elektronentransfers wird durch die Bestimmung der Oxidationszahlen ermöglicht.

• Oxidation: Prozess der Elektronenabgabe, wobei die Oxidationszahl steigt.
• Reduktion: Prozess der Elektronenaufnahme, wobei die Oxidationszahl sinkt.
• Reduktionsmittel: Stoff, der Elektronen abgibt und dabei selbst oxidiert wird.
• Oxidationsmittel: Stoff, der Elektronen aufnimmt und dabei selbst reduziert wird.
• Oxidationszahlen ermitteln:
  • Element im Grundzustand: Oxidationszahl ist 0
  • Einatomiges Ion: Oxidationszahl entspricht der Ionenladung
  • Wasserstoff: Oxidationszahl meist +1
  • Sauerstoff: Oxidationszahl meist -2
  • Fluor: Oxidationszahl immer -1
• Die Gesamtladung einer Verbindung muss bei der Berechnung von Oxidationszahlen berücksichtigt werden.
• Reaktionsgleichung aufstellen: Sowohl Ladungs- als auch Massenbilanz müssen geprüft werden.

a)

a) Bestimme die Oxidationszahlen aller Elemente in der folgenden Verbindung: KMnO₄.

• Gib dabei die Berechnungsschritte an, wie zu den jeweiligen Oxidationszahlen gelangt werden. Denke daran, dass die Summe der Oxidationszahlen bei einem Molekül der Gesamtladung des Moleküls entsprechen muss.

Lösung:

Kontext der Aufgabe: Ein zentrales Konzept der Chemie für Mediziner ist das Verständnis von Redox-Reaktionen und Oxidationszahlen. Hierbei kommt es zum Elektronentransfer zwischen Reaktanten, wobei einer der Reaktanten Elektronen abgibt (Oxidation) und der andere Elektronen aufnimmt (Reduktion). Das Verfolgen dieses Elektronentransfers wird durch die Bestimmung der Oxidationszahlen ermöglicht.

• Oxidation: Prozess der Elektronenabgabe, wobei die Oxidationszahl steigt.
• Reduktion: Prozess der Elektronenaufnahme, wobei die Oxidationszahl sinkt.
• Reduktionsmittel: Stoff, der Elektronen abgibt und dabei selbst oxidiert wird.
• Oxidationsmittel: Stoff, der Elektronen aufnimmt und dabei selbst reduziert wird.
• Oxidationszahlen ermitteln:
  • Element im Grundzustand: Oxidationszahl ist 0
  • Einatomiges Ion: Oxidationszahl entspricht der Ionenladung
  • Wasserstoff: Oxidationszahl meist +1
  • Sauerstoff: Oxidationszahl meist -2
  • Fluor: Oxidationszahl immer -1
• Die Gesamtladung einer Verbindung muss bei der Berechnung von Oxidationszahlen berücksichtigt werden.
• Reaktionsgleichung aufstellen: Sowohl Ladungs- als auch Massenbilanz müssen geprüft werden.

Aufgabe: Bestimme die Oxidationszahlen aller Elemente in der folgenden Verbindung: KMnO₄.

• Gib dabei die Berechnungsschritte an, wie zu den jeweiligen Oxidationszahlen gelangt werden. Denke daran, dass die Summe der Oxidationszahlen bei einem Molekül der Gesamtladung des Moleküls entsprechen muss.

Berechnung der Oxidationszahlen:

• Kalium (K): Kalium befindet sich in der ersten Hauptgruppe des Periodensystems und hat daher in Verbindungen immer die Oxidationszahl +1.
• Sauerstoff (O): Sauerstoff hat in Verbindungen meistens die Oxidationszahl -2.
• Mangan (Mn): Um die Oxidationszahl von Mangan zu bestimmen, verwenden wir die Regel, dass die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einem Molekül der Gesamtladung des Moleküls entsprechen muss. Da das Molekül elektrisch neutral ist, muss die Summe der Oxidationszahlen 0 ergeben.

Nun zur detaillierten Berechnung:

• Die Oxidationszahl von K ist +1.
• Die Oxidationszahl von O ist -2.
• Es gibt 4 Sauerstoffatome in KMnO₄, daher ist die Gesamt-Oxidationszahl von Sauerstoff 4 × -2 = -8.
• Die Summe der Oxidationszahlen in KMnO₄ muss gleich 0 sein:
  • (+1) + (Oxidationszahl von Mn) + (4 × -2) = 0
  • (+1) + (Oxidationszahl von Mn) - 8 = 0
  • (Oxidationszahl von Mn) - 7 = 0
  • Oxidationszahl von Mn = +7

Ergebnis:

• Kalium (K): +1
• Mangan (Mn): +7
• Sauerstoff (O): -2

Die Oxidationszahlen in KMnO₄ lauten also K: +1, Mn: +7, O: -2.

b)

b) Betrachte die folgende Redox-Reaktion und bestimme die oxidierten und reduzierten Spezies sowie die Reduktions- und Oxidationsmittel: 2KI + Br₂ → 2KBr + I₂.

• Zeige, wie die Oxidationszahlen sich für jedes Element vor und nach der Reaktion ändern. Stelle sicher, dass sowohl die Ladungs- als auch die Massenbilanz der Reaktionsgleichung eingehalten werden.

Lösung:

Kontext der Aufgabe: Ein zentrales Konzept der Chemie für Mediziner ist das Verständnis von Redox-Reaktionen und Oxidationszahlen. Hierbei kommt es zum Elektronentransfer zwischen Reaktanten, wobei einer der Reaktanten Elektronen abgibt (Oxidation) und der andere Elektronen aufnimmt (Reduktion). Das Verfolgen dieses Elektronentransfers wird durch die Bestimmung der Oxidationszahlen ermöglicht.

• Oxidation: Prozess der Elektronenabgabe, wobei die Oxidationszahl steigt.
• Reduktion: Prozess der Elektronenaufnahme, wobei die Oxidationszahl sinkt.
• Reduktionsmittel: Stoff, der Elektronen abgibt und dabei selbst oxidiert wird.
• Oxidationsmittel: Stoff, der Elektronen aufnimmt und dabei selbst reduziert wird.
• Oxidationszahlen ermitteln:
  • Element im Grundzustand: Oxidationszahl ist 0
  • Einatomiges Ion: Oxidationszahl entspricht der Ionenladung
  • Wasserstoff: Oxidationszahl meist +1
  • Sauerstoff: Oxidationszahl meist -2
  • Fluor: Oxidationszahl immer -1
• Die Gesamtladung einer Verbindung muss bei der Berechnung von Oxidationszahlen berücksichtigt werden.
• Reaktionsgleichung aufstellen: Sowohl Ladungs- als auch Massenbilanz müssen geprüft werden.

Aufgabe: Betrachte die folgende Redox-Reaktion und bestimme die oxidierten und reduzierten Spezies sowie die Reduktions- und Oxidationsmittel: 2KI + Br₂ → 2KBr + I₂.

• Zeige, wie die Oxidationszahlen sich für jedes Element vor und nach der Reaktion ändern. Stelle sicher, dass sowohl die Ladungs- als auch die Massenbilanz der Reaktionsgleichung eingehalten werden.

Bestimmung der Oxidationszahlen vor und nach der Reaktion:

• Vor der Reaktion:
  • K in KI: +1
  • I in KI: -1
  • Br in Br₂: 0 (da im Grundzustand)
• Nach der Reaktion:
  • K in KBr: +1
  • Br in KBr: -1
  • I in I₂: 0 (da im Grundzustand)

Analyse der Veränderungen der Oxidationszahlen:

• Iod (I) geht von -1 in KI auf 0 in I₂ (Oxidation).Oxidationszahländerung: -1 → 0
• Brom (Br) geht von 0 in Br₂ auf -1 in KBr (Reduktion).Oxidationszahländerung: 0 → -1

Bestimmung der Spezies:

• Oxidierte Spezies: Iod (I)
• Reduzierte Spezies: Brom (Br)
• Reduktionsmittel: KI (weil es Elektronen abgibt und Iod oxidiert wird)
• Oxidationsmittel: Br₂ (weil es Elektronen aufnimmt und Brom reduziert wird)

Ergebnis: In der Redox-Reaktion 2KI + Br₂ → 2KBr + I₂:

• Oxidierte Spezies: Iod (I)
• Reduzierte Spezies: Brom (Br)
• Reduktionsmittel: KI (weil es Elektronen abgibt und Iod oxidiert wird)
• Oxidationsmittel: Br₂ (weil es Elektronen aufnimmt und Brom reduziert wird)

Die Ladungs- und Massenbilanz ist in der Reaktionsgleichung eingehalten.

Aufgabe 4)

Du hast gelernt, dass sich durch die Bindung eines Zentralatoms an Liganden Komplexe und Koordinationsverbindungen bilden. Dabei ist das Zentralatom meist ein Metall, während die Liganden Moleküle oder Ionen sind, die Elektronenpaare spenden. Die Anzahl der Liganden, die an das Zentralatom binden, wird als Koordinationszahl bezeichnet. Ein wichtiges Konzept ist das Komplexgleichgewicht, welches durch die Stabilitätskonstante K_{stab} charakterisiert wird. Betrachte den Komplex [Cu(NH₃)₄]^{2+}, wobei Kupfer das Zentralatom ist und Ammoniak (NH₃) als Ligand wirkt.

a)

(a) Berechne die Stabilitätskonstante (\textit{K_{stab}}) für den Komplex [Cu(NH₃)₄]^{2+}, wenn folgende Gleichgewichtskonzentrationen gegeben sind: \textit{[Cu^{2+}] = 0.01 M}, \textit{[NH₃] = 0.10 M}, \textit{[[Cu(NH₃)₄]^{2+}] = 0.001 M}.Die relevante Gleichung für das Komplexgleichgewicht lautet: Cu^{2+} + 4 NH₃ <-> [Cu(NH₃)₄]^{2+}

Lösung:

• Um die Stabilitätskonstante (\textit{K_{stab}}) für den Komplex [Cu(NH₃)₄]^{2+} zu berechnen, nutzen wir die folgende Gleichung, die das Komplexgleichgewicht beschreibt: Cu^{2+} + 4 NH₃ \rightleftharpoons [Cu(NH₃)₄]^{2+}
• Formel für die Stabilitätskonstante (\textit{K_{stab}}):\[K_{stab} = \frac{[\text{[Cu(NH}_3\text{]}_4\text{]}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}][\text{NH}_3]^4}\]Wobei:[Cu^{2+}] = 0.01 M[NH_{3}] = 0.10 M[[Cu(NH_{3})_{4}]^{2+}] = 0.001 M
• Setzen wir nun die gegebenen Konzentrationen in die Formel ein:\[K_{stab} = \frac{0.001}{0.01 \times (0.10)^{4}}\]Berechnen wir den Nenner:0.01 \times (0.10)^{4} = 0.01 \times 0.0001 = 0.000001Setzen wir das in die Formel ein:\[K_{stab} = \frac{0.001}{0.000001}\]Lösen das auf:\[K_{stab} = 1000\]
• Damit haben wir die Stabilitätskonstante berechnet:\[K_{stab} = 1000\]

b)

(b) Basierend auf Deiner Berechnung aus Teil (a), erkläre, wie die Stabilität des Komplexes beeinflusst wird, wenn die Konzentration von NH₃ erhöht wird. Betrachte dabei die Le Chatelier'sche Regel und die Bedeutung der Stabilitätskonstante im Zusammenhang mit Komplexbildung.

Lösung:

• Die Stabilitätskonstante (\textit{K_{stab}}), die wir im Teil (a) berechnet haben, beträgt 1000. Diese Konstante gibt an, wie stark der Komplex [Cu(NH₃)₄]^{2+} gebildet wird bzw. wie stabil er ist.
• Wenn die Konzentration von NH₃ erhöht wird, hat dies laut der Le Chatelier'schen Regel (Prinzip des kleinsten Zwanges) folgende Wirkung: Die Le Chatelier'sche Regel besagt, dass ein System im Gleichgewicht auf eine Veränderung der Bedingungen (wie Konzentration, Druck, Temperatur) so reagiert, dass das Gleichgewicht verschoben wird, um der Veränderung entgegenzuwirken.
• Betrachten wir die Gleichung des Komplexgleichgewichts: Cu^{2+} + 4 NH₃ \rightleftharpoons [Cu(NH₃)₄]^{2+} Die Erhöhung der Konzentration von NH₃ (einem der Edukte) wird das Gleichgewicht in Richtung der Produktseite verschieben, also in Richtung der Bildung des komplexen Ions [Cu(NH₃)₄]^{2+}.
• Das bedeutet, dass mehr des Kupfer-Ammoniak-Komplexes gebildet wird, was zu einer höheren Stabilität des Komplexes führt.
• Die Stabilitätskonstante (\textit{K_{stab}}) zeigt uns bereits, dass der Komplex bei den gegebenen Bedingungen stabil ist. Eine Erhöhung der Konzentration von NH₃ stärkt die Bildung dieses Komplexes weiter, da mehr der nötigen Liganden verfügbar sind, um das Zentralatom (Cu^{2+}) zu umgeben.
• Zusammengefasst: Eine Erhöhung der Konzentration von NH₃ führt laut der Le Chatelier'schen Regel zu einer Verschiebung des Gleichgewichts zugunsten der Komplexbildung, was bedeutet, dass der [Cu(NH₃)₄]^{2+}-Komplex stabiler wird und in größerer Menge vorliegt.