What is the name of this?
Guten Morgen, willkommen zu unserer letzten Einheit, die Sie mit mir haben werden. Es ist
unsere fünfte Einheit im Bereich anorganische und allgemeine Chemie. Ich denke, Sie haben
erst die nächste Einheit Chemie nächste Woche Donnerstag, wenn ich das richtig gesehen habe.
Und da starten Sie dann mit der organischen Chemie. In der organischen Chemie haben Sie vier Einheiten,
ich glaube in der Biochemie haben Sie dann noch ein paar mehr. Gut, was haben wir bis jetzt gelernt?
Was können Sie sich erinnern? Ja, Säurebasen, genau, das war gestern. Wir haben auch, was haben
wir noch gehabt? Genau, chemische Bindungen, das Periodensystem, wir haben uns angesehen, was gibt
es hier? Wir haben auch die chemischen Reaktionen, die Gleichgewichtsreaktionen gehabt und hatten
ja auch die verschiedenen Einheiten. Jetzt beschäftigen wir uns mit den Redoxreaktionen
einerseits, aber wir sehen uns auch noch die heterogenen Gleichgewichte an. Das sind dann
andere Punkte. Sie noch einmal überblicksmäßig, wie man so Reaktionen einteilen kann, anorganische
und diese Reaktionstypen. Wir hätten die Säurebasenreaktion, die Redoxreaktionen und
Lösungs- und Fällungsreaktionen. Natürlich können aber auch bei Reaktionen, kann auch beides wo
passieren. Also das sind wirklich nur diese Typen. Ja, und auch diese einzelnen Modelle. Guten Morgen.
Gut, wir hatten diese anorganischen Reaktionstypen, gestern eben die Säurebasenreaktion. Hier noch
einmal, hier haben wir diese Übertragung von Protonen. Bei den Redoxreaktionen, mit denen wir
uns heute beschäftigen und kurz auch mit den Lösungs- und Fällungsreaktionen, also bei den
Redoxreaktionen, haben wir Reaktionen, wo Elektronen übertragen werden. Keine Protonen,
sondern Elektronen. Und hier haben Sie ein Bild von einer Redoxreaktion. Zum Beispiel die Verbrennung
ist auch eine Redoxreaktion und was Sie hier sehen, es wird quasi auch energiefrei. Es gibt
einen Zusammenhang mit den Redoxreaktionen. Das Bild, wenn man einmal gesehen hat, das hier ist
quasi ein schematisches Bild von einem Vorgang in einer Zelle, beziehungsweise in einem Mitochondrium
und hier haben Sie die Atmungskette und die Atmungskette werden Sie höchstwahrscheinlich
noch einmal im Detail auch in Ihrer Laufbahn kennenlernen und Sie sehen hier schon einmal
ein schematisches Bild. Und was Sie hier sehen, sind gewisse Bestandteile des ADP, aber auch das
ATP, das hier ist hier beteiligt. Hier sehen Sie aber auch, dass Sie öfters dieses H plus haben
und eine gewisse Richtung, wo das in eine Richtung transportiert wird. Und da gibt es eben auch so,
bei Zellen gibt es so Protonenpumpen, wo nur diese Protonen in eine Richtung durchkönnen,
das sind gewisse Enzyme. Aber Sie sehen auch hier einen gewissen Verlauf einer Reaktion und hier am
Beginn hätten Sie das NHTH und hier hätten Sie diese Umwandlung in das eine und hier sehen Sie
einen Weg und bei diesem Weg, da geht es über ein paar Enzyme oder Koenzyme und hier wird ein
Elektron übertragen, über diesen Weg. Und deswegen haben Sie eben auch in diesen Zellen Redoxreaktionen,
aber Sie erkennen auch schon, das H plus, das wäre auch eine Säurebasenreaktion. Das hier nur als
Beispiel, wo Sie diesen Begriff Redox sicher wieder finden werden und auch brauchen. Zunächst
möchte ich aber mit der grundlegenden Theorie der Redoxreaktionen beginnen. Prinzipiell ist es so,
dass wir eben schon gesehen haben, einerseits bei dem Feuer haben wir auch diese Energieumwandlung,
aber es sind oft diese chemischen Reaktionen, wo es um Energiespeicherung und Energieumwandlung geht.
Und wir hätten hier gewisse Beispiele in der Technik, zum Beispiel sind es hier die Batterien,
sind typische Beispiele, wo Redoxreaktionen passieren und aufgrund von diesen Reaktionen,
in die eine oder in die andere Richtung, kommt es zu einer Potentialdifferenz und es kann sozusagen
diese elektrische Energie aus den Batterien gewonnen werden oder hineingespeichert werden.
Es gibt aber auch die Metallgewinnung, das ist auch ein typischer Redoxprozess. Ich weiß nicht,
wie bekannt es Ihnen ist, Metalle oder zum Beispiel Eisen liegen in der Natur als Eisenoxid vor. Das
haben wir schon einmal gesehen, eben gibt es ja den Rost sozusagen und wir hatten das einmal bei
den Beispielen der verschiedenen Oxidationsstufen oder der Stufen von dem Eisen bei den Salzen.
Und hier hatten wir auch, dass wir dieses Eisen hat einen gewissen Oxidationszustand und hier
passiert eine Reduktion und es kommt zu der Bildung von diesem elementaren Eisen. Das passiert in
einem Hochofen. Vielleicht hier auch spannend zu wissen, das ist ein Prozess, der unter anderem
auch lange Tradition in Österreich hat. Hier gibt es in Linz eine Firma, wo dieser Hochofenprozess
mitentwickelt wurde und hier haben wir auch in Österreich eine hohe Gewinnung von Eisen. Wir
haben auch in Österreich eine Eisenerzlagerstätte. Ich weiß nicht, ob Sie das wissen, aber es gibt
den Ort Eisenerz und in Eisenerz gibt es den Erzberg und dort wird das Erz abgebaut und dann
eben über so einen Redoxprozess in diesen Hochofen zu Eisen gewonnen. Sehr energieaufwendig, der
Prozess. Jedenfalls eben auch die Verbrennungen. Aber auch in der Natur finden wir diese Redoxprozesse
und hier hätten Sie einerseits schon die Photosynthese. Photosynthese eben hier durch
Licht mit Kohlenstoffdioxid, eben der Aufbau von komplexeren Kohlenstoffmolekülen und auch
die Gewinnung von Energie. Auch die Atmungskette, die Gärung oder im Allgemeinen der Energiestoffwechsel.
Hier noch ein Beispiel. Die Zebrabatterie, vielleicht eine eher untypische Batterie,
aber hier gut, um dieses Beispiel eben anzuschreiben. Hier hätten Sie zwei
verschiedenen Reaktionen. Wir hätten eine Anodenreaktion, das ist auf der einen Seite,
die basiert und hier hätten Sie Natrium und Natrium beim Entladen, das heißt, wenn sozusagen
Strom entnommen wird aus der Batterie, bildet sich Natrium Plus und hier können wir anschreiben,
zwei e hoch minus. e hoch minus ist die Abkürzung für das Elektron. Beim H Plus hatten wir das H Plus,
hier schreibt man e hoch minus, das ist das Elektron. Und wir hätten dann auf der anderen
Seite die Kathodenreaktion. Hier hätten wir Nickelchlorid und das Natrium Plus, plus diese
zwei Elektronen, die wir hier schon hatten, reagieren zu Natriumchlorid und Nickel. Das ist
in die eine Richtung beim Entladen, wenn nun jetzt aber Strom angelegt wird sozusagen und man
lädt die Batterie, dann basiert der Prozess in die andere Richtung. Und das hier, was Sie hier sehen,
diese Anoden- und Kathodenreaktion, die ist am Papier, kann man diese aufteilen. Insgesamt,
die Reaktion, die jedoch basiert, ist diese Gesamtreaktion. Hier sehen Sie, dass diese
Elektronen nicht spezifisch mehr vorhanden sind, sondern es wird diese Elektronen werden übertragen,
die schwimmen nicht einfach irgendwo herum, sondern es muss immer einen Partner geben,
wo das Elektron abgegeben wird. Genauso wie bei der Säurebasenreaktion, auch das Proton wird meist
eben an das Wasser sozusagen abgegeben. Gut, hier sehen Sie eben diese zwei Elektronen. Und hier
haben Sie noch einmal die Zusammenfassung. Redoxreaktionen sind Reaktionen, die unter
Elektronenübertragung ablaufen. Und man kann das Ganze, wie jetzt diese Anoden- und Kathodenreaktion
einteilen in zwei Teilreaktionen. Die eine Reaktion ist die Reduktion. Die Reduktion ist die Aufnahme
von den Elektronen. Und die andere Teilreaktion ist die Oxidation, das ist die Abgabe von Elektronen.
Und Sie sehen hier schon, in dem Namen Redox sind die Reduktion und die Oxidation zusammengefasst.
Red kommt von Reduktion, Ox kommt von der Oxidation. Das ist auch schon ein Zeichen dafür,
dass beide immer gleichzeitig ablaufen. Das sind nur die Teilreaktionen. Hier hätten Sie ein Beispiel,
hier hätten Sie zum Beispiel Kupfer 2 plus und zwei Elektronen in dieser Teilreaktion. Das Kupfer,
hier hätten wir diese Aufnahme von Elektronen, es bildet sich Kupfer. Hier hätten Sie die andere
Reaktion. Kupfer reagiert zu Kupfer 2 plus und zwei Elektronen werden abgegeben. Abgabe von Elektronen,
Oxidation. Das Ganze eben in dieser Übertragung, das eine auf das andere. Wir hätten hier ein
Beispiel, wie das nun ablaufen kann. Sie sehen auch hier erstmalig gewisse neue Zahlen, römische
Ziffern, die über diese Atome oder Elementsymbole geschrieben wurden. Und Sie sehen hier, das wäre
Kupferoxid und das hier ist der Wasserstoff, reagiert zu Kupfer und H2O. Das ist eine Reaktion,
die funktioniert, die gemacht werden kann. Und hier hätten Sie eine Teilreaktion, wäre die Reduktion,
hier von Kupferoxid auf Kupfer. Und Sie hätten hier eine andere Teilreaktion, hier hätten Sie
die Oxidation. Und hier sehen Sie schon zwei Begriffe, das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel,
welche wir uns später noch einmal im Detail ansehen. Eine andere Reaktion wäre hier zum
Beispiel, dass reines Kupfer mit Sauerstoff reagiert. Und hier könnten wir uns auch ansehen,
was hier wäre jetzt die Teilreaktion der Oxidation. Hier sehen wir hier, das hier ist die Oxidation
und hier an dem der Sauerstoff wird reduziert. Und jetzt sehen wir uns im Detail an, wie wir das
bestimmen können. Generell möchte ich noch kurz zu den Begriffen Reduktionsmittel und Oxidationsmittel
darauf eingeben. Und dieses sind Stoffe, die ihren Reduktionspartner reduzieren oder oxidieren und
selber oxidiert oder reduziert werden. Wie können wir uns das besser merken? Das Reduktionsmittel
ist das Mittel, das heißt das Mittel, das der andere reduziert wird. Das Oxidationsmittel ist
das Mittel, das der andere oxidiert wird. Und sie selber, eben weil diese Reduktion und Oxidation
immer zusammenhängen, wird eben das Reduktionsmittel, es reduziert den anderen und selber wird es
oxidiert. Das Oxidationsmittel oxidiert den anderen und wird selber reduziert. Gut, genau,
hier noch einmal zusammengefasst, Reduktionsmittel reduzieren ihren Partner, werden selbst oxidiert
und geben eben leicht diese Elektronen ab. Ja, das ist diese Oxidation, Abgabe von Elektronen. Das
Oxidationsmittel, wiederum, diese oxidieren ihren Partner, sie werden selbst reduziert und sie nehmen
leicht diese Elektronen ab. Das heißt, wir können uns das Beispiel von vorhin noch einmal ansehen.
Wir hätten hier diesen Teilprozess der Reduktion. Das hier ist unser Reduktionspartner, also der
Partner in der Reaktion. Das ist das Mittel, der Wasserstoff ist das Mittel, dass das Kupferoxid,
also das Kupfer in dem Kupferoxid reduziert wird, das Reduktionsmittel. Vice versa, hier hätten wir
das Kupfer, durchläuft eine Oxidation, hier wäre der Sauerstoff das Oxidationsmittel, weil das Mittel
ist, dass der Partner oxidiert wird. Und wie kommen wir nun auf diesen Begriff, wer wird oxidiert,
wer wird reduziert, wie kann man das bestimmen? Und dafür gibt es ein eigenes System, eine eigene
Methodik, die aufgestellt wurde und da gibt es eine Oxidationszahl. Die Oxidationszahl ist eine
fiktive Ladungszahl, welche am Papier dem Partner zugeordnet werden, so dass ich herausfinde,
wer wird jetzt oxidiert und wer wird reduziert. Das heißt, das Ganze ist fiktiv, das ist keine
echte Ladung, nur auf dem Papier. Und dadurch kann ich eben herausfinden, wer reduziert wird und wer
oxidiert wird oder wer eben das Reduktionsmittel ist und wer das Oxidationsmittel ist. Prinzipiell
sehen wir uns jetzt an, wie man diese Oxidationszahl bestimmt. Generell wird sie in römischen Ziffern
über den jeweiligen Element angeschrieben. Das hier wäre minus 1, 0, plus 2 oder plus 4 über
dem Element. Hier hätten Sie das schon einmal gesehen, gleiche Reaktion. Hier in blau sehen
Sie eben hier diese Oxidationszahlen, hier über dem Kupfer plus 2, über dem Sauerstoff minus 1.
Die Oxidationszahl wird immer einem Element zugewiesen. Hier sehen Sie plus minus 0,
das ist nur eine andere Anschreibweise, man könnte das plus minus auch komplett weglassen. Und was
man nun sagen kann, bei der Reduktion nimmt die Oxidationszahl im Reaktionsverlauf ab,
das heißt, sie wird negativer, sie wird geringer. Wie sehen wir uns das hier? Hier hätten wir
Reduktion, sie geht vom Kupfer, vom selben Element, von plus 2 auf 0. Von plus 2 auf 0
ist eine Abnahme der Oxidationszahl. Dadurch können wir sagen, hier passiert die Reduktion.
Wenn wir uns das andere, die Oxidation, das ist eine Zunahme von der Oxidationszahl,
OZ, Oxidationszahl, diese wird positiver. Sie hätten das hier zum Beispiel am Wasserstoff.
Der Wasserstoff hat hier die Oxidationszahl 0 und hier auf der Produktseite hat der Wasserstoff
hier die Zahl plus 1. 0 auf plus 1, es ist positiver. Ein kleiner Eselsbrücke, wie Sie
sich das merken können, bei der Oxidationszahl haben Sie bei der Oxidation das X im Wort und
das X könnten Sie sich merken, das schaut aus wie ein Plus. Das heißt, in der Oxidation wird es
positiver. Das ist so meine Eselsbrücke, Sie können sich aber gerne auch eine eigene überlegen.
Gut, wie bestimmen wir nun diese Oxidationszahlen? Einerseits ist es so, dass es gewisse Regeln gibt
und wir sehen uns danach noch diesen Hintergrund von diesen Regeln an, dass wir es wirklich
verstanden haben dann. Es ist so, dass Atome im elementaren Zustand haben immer die Oxidationszahl
0. Zum Beispiel, wenn Sie hier haben Sie elementarer Zustand, wäre genannt, wenn Sie rein
nur den Kohlenstoff haben, aber wenn Sie auch die Verbindung, wo nur dieses Element vorkommt haben.
Hier hätten Sie zum Beispiel Jod als das Molekül Jod und hier hätten Sie Sauerstoff O2, das kennen
wir schon. Auch hier wäre die Oxidationszahl 0. Es gibt natürlich gewisse Ausnahmen, wie überall
und hier wäre es zum Beispiel Ozon. Ozon ist O3, ist eine Verbindung, wo drei Sauerstoffatome ein
Molekülozon bilden. Hier hätten Sie eine andere Oxidationszahl am Sauerstoff. Bei einatomigen
Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Einatomig, es ist nur ein Atom, es bildet ein Ion.
Ein Ion ist ein geladenes Teilchen und das entspricht eben der Ladung. Hier sehen Sie zum
Beispiel bei Kupfer 2 Plus wäre die Oxidationszahl Plus 2. Bei Silber Plus wäre das Ganze Plus 1.
Insgesamt ist es so, dass bei einer Verbindung oder in einem Molekül müssen alle Oxidationszahlen
gemeinsam addiert, Achtung hier natürlich auch mit beachtet, wie viele Teilchen in diesem Molekül
vorhanden sind, müssen in Summe die Ladung des Gesamtteilchens ergeben. Das heißt, wenn es keine
Ladung gibt an diesem Molekül, wie zum Beispiel bei CH4, muss in Summe 0 herauskommen. Wir hätten
hier beim Kohlenstoff, dieser hätte die Oxidationszahl Minus 4, Wasserstoff hat Plus 1, das heißt ich
habe Minus 4 plus 4 mal Plus 1 ist 0. Sie hätten hier zum Beispiel das Sulfation. Das Sulfation
hat eine Ladung von Minus 2 und hier hätten Sie den Schwefel mit Plus 6, den Sauerstoff mit Minus
2. In Summe das Ganze kommen Sie auf Minus 2. Nun ein paar Daumenregeln. Sauerstoff hat meistens
die Oxidationszahl Minus 2. Es gibt Ausnahmen, Peroxide, weil Peroxide sind Verbindungen, wo es
eine Sauerstoff-Sauerstoff-Einfach-Bindung gibt. Es gibt zum Beispiel den Wasserstoff Peroxide,
das ist H2O2. Sie hätten das hier und hier hätte eben der Sauerstoff die Oxidationszahl Minus 1.
Oder eben auch, wenn Sie einen Sauerstoff haben, der in Verbindung mit Fluor ist. Fluor hat eine
höhere Elektronegativität als der Sauerstoff und hier ist jetzt schon ein Hinweis auf den
Hintergrund von dieser Zuweisung von den Oxidationszahlen. Hier hätten Sie dann den
Sauerstoff mit Plus 1 und Fluor hätte Minus 1. Hier auch in Summe wäre das Ganze wieder
ausgeglichen. Die Halogenatome. Halogenatome sind die Elemente, welche in der siebten Hauptgruppe
oder in der siebzehnten Gruppe stehen. Chlor, Brom, Iod, später dann Astat, haben meist die
Oxidationszahl Minus 1. Hier sehen Sie das zum Beispiel bei Natriumchlorid. Oxidationszahl von
Chlor wäre hier Minus 1, Natrium Plus 1. Gleich, wenn Sie das wissen, eben das Natrium Plus und
Chlorid Minus wird. Und Metallatome haben in Verbindungen immer eine positive Oxidationszahl,
können aber mehrere Oxidationsstufen eingehen. Die Wasserstoffatome bekommen meist die
Oxidationszahl 1. Ausnahmen eben, wenn der Wasserstoff mit Elektro positiveren,
das heißt elektro positiver sind jene Atome, die eine geringere Elektronegativität haben als
der Wasserstoff. Und hier hätten Sie jedoch Natriumhydrid und hier ist der Wasserstoff
Minus 1. Gut, das Ganze sind jetzt ein paar Regeln. Sie sehen hier bei Elementen ist es stets 0. Bei
einfachen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions und die Summe entspricht der
Gesamtladung. Und hier sind eben noch einmal kurz zusammengefasst ein paar Beispiele. Gut,
nun haben wir dieses ganze System, diese ganzen Regeln und jetzt sehen wir uns an, wie wir das
auch verstehen können, woraus das kommt. Und hier ist wichtig, dass Sie kurz mitdenken. Generell
geht es hier vor allem auch um diese Elektronegativität von den einzelnen Teilchen und
unter anderem auch, wie viele Elektronen Sie noch brauchen, dass Sie in diesem stabileren Zustand
sind. Jedenfalls und wie viele Elektronen Sie im Ausgangszustand hatten im Periodensystem. Jetzt
ist es so, wenn wir uns jetzt eine Verbindung ansehen und das hier wäre jetzt ein Beispiel
für die Phosphorsäure und man hat eine Strukturformel und man möchte jetzt die
Oxidationszahlen bestimmen, dann sehe ich mir einerseits an, wie viele, wie kann ich diese,
also was für eine Elektronegativität hat das eine Element und das andere Element. Wir wissen,
der Sauerstoff hat eine sehr hohe Elektronegativität, das heißt, er zieht die Elektronen an sich und er
hat eine höhere als der Wasserstoff und deswegen kann man dieses Elektronenpaar,
diesen Sauerstoff zuordnen. Dasselbe hier mit dem Phosphor. Phosphor hat auch eine
niedrigere Elektronegativität als der Sauerstoff. Deswegen sehen Sie hier, dass in dieser Bindung,
also dieses bindende Elektronenpaar, wird dem Sauerstoff zugewiesen, weil dieser hat eine
höhere Elektronegativität. Das heißt, das ist einmal der Grund, dieser zieht auch mehr die
Elektronen an sich und die sind auch eher bei diesem. Das Ganze kann man machen und was man
nun macht im Folgeschritt, man sieht sich an das Element und wie viele Elektronen hat das Element
im Periodensystem im Grundzustand und wie viele hat es im Vergleich in dieser Verbindung.
Wenn wir uns nun den Wasserstoff ansehen, der Wasserstoff hat ein Elektron im Grundzustand
und jetzt wurde ihm aber das eine Elektron hier formal, fiktiv am Papier abgegeben,
also wurde dem Sauerstoff zugewiesen, nicht dem Wasserstoff. Das heißt, er hat eines weniger als
im Grundzustand, das heißt, es ist eine negative Ladung weniger, das heißt, er ist positiv. Hier,
positive Oxidationszahl. Beim Sauerstoff, der Sauerstoff hat sechs Elektronen sozusagen oder
sechs Valenzelektronen, sechste Hauptgruppe in diesem Grundzustand. Wie viele haben wir
nun hier auf dem Papier zugewiesen? Wir hätten hier eins, zwei, weil er bekommt dieses Wasser,
das eine Elektron vom Wasserstoff auch, weil er hat die höhere Elektronegativität. Er hat hier
eins, zwei, drei, vier, fünf, sechs, sieben, acht. Acht im Vergleich zu den sechs Elektronen,
die er im Grundzustand hatte, sind zwei mehr, sind zwei negative Ladungen mehr, das heißt,
er ist minus zwei. Für den Phosphor, der Phosphor hier, dem wurden hier kein einziges Elektron,
wurde diesen am Papier zugewiesen für die Bestimmung der Oxidationszahl. Phosphor steht
in der fünften Hauptgruppe, hätte diese fünf Valenzelektronen. Jetzt hat er hier keines mehr,
das heißt, er hat diese fünf negativen Ladungen nicht, das heißt, er ist plus fünf.
Gerne.
Genau, es gibt auch die Grenzen, beziehungsweise, wenn Sie hier haben, zwei Elemente oder zwei
Atome mit der gleichen Elektronegativität, das, was man dann macht, ist, dass man einem Elektron
diesen Kohlenstoff zubeweist und einem Elektron diesen Kohlenstoff. Ansonsten sind die Differenzen
schon so groß, dass man das zuordnen kann in die eine oder in die andere Richtung. Wir machen das
Beispiel dann auch nochmal. Bitteschön. Wie bitte? Ja, stimmt. Hier ist plus zwei. Sehr gut gesehen.
Hier hätten Sie plus zwei. Genau.
Gut.
Der Phosphor hat im Periodensystem, wenn Sie den sehen, hat er fünf Valenzelektronen. Das sind
fünf negative Ladungen. Wenn er jetzt auf dem Papier hier auch fünf Elektronen zugewiesen
hätte, dann hat er gleich viele und diese Differenz ist null. Jedoch ist es so, dass dieser
Phosphor nun mit dem Sauerstoff in Bindung ist, hier in vier verschiedenen Bindungen, und dieser
hat eine höhere Elektronegativität, deswegen werden alle fünf Elektronen ihm nicht zugewiesen
und er hat fünf weniger als im Grundzustand. Und dann muss man umdenken, okay, fünf weniger ist
aber fünf negative Ladungen weniger, deswegen ist er plus fünf. Ein nächstes Beispiel. Hier hätten
Sie die Verbindung Ethanol. Auch hier könnten Sie wieder von dieser Strukturformel ausgehend
hier die Elektronen am Papier zuweisen zu jenem Element, das die höhere Elektronegativität hat.
Und hier könnten Sie dann auch wiederum die Differenz bilden. Hier sehen Sie,
Wasserstoff hat wieder plus eins und daraus resultiert auch, weil der Wasserstoff meistens
eben mit so Elementen in Verbindung ist, die eine höhere Elektronegativität haben,
dass der Wasserstoff meist plus eins hat. Hier der Sauerstoff zum Beispiel. Sauerstoff hat eine
relativ hohe Elektronegativität, ihm werden wieder diese bindenden Elektronenpaare zugewiesen. Er hat
hier wieder eins, zwei, drei, vier, fünf, sechs, sieben, acht am Papier zugewiesen. Grundzustand
hätte er sechs, er hat zwei Elektronen mehr, zwei negative Ladungen mehr, er hätte hier minus zwei.
Wie sieht es nun beim Kohlenstoff aus? Hier müssen Sie diese zwei Kohlenstoffatome
differenzieren, weil sie verschiedene Bindungen eingehen. Sie hätten hier einerseits den Kohlenstoff
hier, welcher mit den drei Wasserstoffatomen eine Bindung eingeht. Hier werden die bindenden
Elektronenpaare dem Kohlenstoff zugewiesen, weil dieser hat eine höhere Elektronegativität. Wenn
bei dieser Bindung mit Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung wird jeweils ein Elektron dem Atom
zugewiesen, weil hier ist eine gleiche Elektronegativität. Und nun kann man auch hier
wiederum die Elektronen abzählen. Wir hätten hier eins, zwei, drei, vier, fünf, sechs, sieben.
Kohlenstoff steht in der vierten Hauptgruppe. Vier, sieben, die Differenz ist drei. Drei Elektronen
sind negativ geladen, das heißt die Oxidationszahl ist minus drei. Bei diesem Kohlenstoff, wie sieht
es hier aus? Hier hätten wir eins, zwei, drei, vier, fünf Elektronen, welche am Papier hinzugewiesen
sind. Im Grundzustand hat er vier. Es ist ein Elektron höher, das heißt die Oxidationszahl
ist minus eins. Genau, hier noch einmal hervorgehoben, die Oxidationszahl gehört zu einem
einzelnen Atom. Wie sieht es nun eben mit diesen Ausnahmen aus? Also was wir hier schon gesehen
haben, ist, dass der Wasserstoff meist plus eins hat und Sauerstoff minus zwei. Wenn wir uns nun
das Wasserstoffperoxid und das Lithiumhydrid ansehen, erkennen wir, dass wir hier bei dem
Wasserstoffperoxid eine andere Bindungsverhältnis haben. Und hier wäre der Sauerstoff mit minus eins.
Beim Lithiumhydrid, das gibt diese Verbindung, hier ist es so, dass der Wasserstoff eine höhere
Elektronegativität hat als wie das Lithium, deswegen werden beide Elektronen, also das
Elektronenpaar hier ganz dem Wasserstoff zugewiesen. Wasserstoff normalerweise eins,
jetzt hat er aber am Papier formell zwei, eine negative Ladung mehr als im Grundzustand,
das heißt er ist minus eins. Vielleicht hier noch einmal, es gibt hier diesen Prozess Ethanol zu
Azetaldehyd zu Essigsäure, das ist ein Prozess der Oxidation und wir können uns nun ansehen,
was für ein Prozess es ist. Wir hätten hier wieder das Ethanol, man könnte das auch hier
wieder am Papier anschreiben und nun sehen wir uns an, was für ein Kohlenstoff wird denn nun
wirklich oxidiert. Ist es jetzt dieser hier oder dieser hier? Wir könnten sehen,
dieser Kohlenstoff hier gehen wir von minus drei, also bei dem ersten Kohlenstoff hier,
bei dem ersten Kohlenstoff hier gehen wir von der Oxidationszahl von minus drei auf minus drei,
das heißt die Oxidationszahl bleibt gleich. Bei dem anderen Kohlenstoff hier gehen wir von minus
eins auf die Oxidationszahl plus eins. Es wird positiver, hier passiert die Oxidation an diesen
einen Kohlenstoff und das Ganze kann noch einmal oxidiert werden, hier von plus eins auf plus drei,
da haben wir wieder eine Zunahme der Oxidation und einen Schritt würde es noch geben,
also der Kohlenstoff könnte noch eine andere Oxidationszahl einnehmen oder einmal würde
die Oxidation noch passieren können von der Essigsäure und das wäre in Richtung CO2 und
beim CO2 hätte der Kohlenstoff dann die Oxidationszahl plus vier, weil hier er mit zwei
Sauerstoffatomen, welche eine höhere Elektronegativität haben, in Bindung sind. Es
wird ihm kein Elektron mehr zugewiesen, er hat sozusagen keines mehr, er hätte vier gehabt,
Oxidationszahl plus vier. Und so sehen Sie, dass verschiedene Atome auch verschiedene
Oxidationszahlen oder Oxidationsstufe eingehen können. Hier hätten Sie ein paar Beispiele,
die können Sie auch durchprobieren. Bei solchen Verbindungen sehen Sie einerseits das Magnesium
und das Sauerstoff, hier ist es relativ simpel, wenn Sie wissen, dass Magnesium in der zweiten
Hauptgruppe steht, hätten Sie das Magnesium 2 plus, deswegen ist das Ganze plus 2 und das
andere minus 2. Hier wäre die Oxidationszahl 0. Und jetzt könnten wir noch kurz durchgehen,
wie man jetzt so eine Redoxgleichung quasi aufstellen würde. Es ist etwas kompliziert,
es ist etwas komplex, trotzdem, wenn wir das einmal gemeinsam durchgehen, könnten Sie das
sozusagen dann einmal wieder durchspielen. Man hat die Formel, man sieht sich die
Oxidationszahlen an, man ordnet die Elektronen hinzu. Wenn Sie hier eine Veränderung von dem
Kohlenstoff oder von dem Sauerstoff von 0 auf minus 2 gehen, dann hätten Sie sozusagen zwei
Elektronen. Was hinzugeht, beim Kohlenstoff hätten Sie hier von 0 auf plus 4, hätten Sie vier
Elektronen, welche abgegeben werden. Dann stellen Sie die Gesamtgleichung auf mit der Ausgleichung
von den Elektronen, dann gleichen Sie die Atome aus, das ist in diesem Fall mit den
stichometrischen Faktoren, das ist hier schon gegeben, und Sie gleichen unter anderem auch
die Ladung aus und dann hätten Sie die korrekte Anschreibweise. Hier, wenn Sie das weiter
interessiert, gebe ich noch ein Beispiel. Das hier einfach nur, dass Sie einmal das gesehen haben,
wie geht man das durch, wie macht man das. Wichtig für Sie ist einerseits, dass Sie erkennen können,
was wird oxidiert und was wird reduziert. Dass Sie das wirklich sehen, das eine wird positiver,
das eine wird negativer. Dass Sie das Prinzip der Oxidationszahl verstanden haben, was ist es,
es ist eine fiktive Ladungszahl, die zugeordnet wird und es gibt gewisse Teilreaktionen.
Das heißt, wenn Sie hier wieder die Check-up-Fragen haben mit Reduktion, Oxidation,
Reduktionsmittel, Oxidationsmittel und wenn Sie bei gegebener Reduktionsgleichung eben
einerseits ganz einfache Beispiele von Oxidationszahlen bestimmen können und wenn Sie dann
eben zuordnen können, wo passiert die Oxidation und wo passiert die Reduktion, dann sind Sie gut
dabei. Und wenn Sie dann noch sagen können, das eine ist das Reduktionsmittel, weil sozusagen
das andere oxidiert wird, dann passt das. Ja, hier noch eine Frage. Nein. Also Sie können das,
ich möchte nur, dass Sie das sozusagen einmal gesehen haben, dass es mehrere Schritte gibt,
es muss ausgeglichen werden. Hier ist es eben auch immer, prinzipiell ist es ja immer gleich,
man muss alles irgendwie aufschreiben, es darf nichts hinzukommen, es darf nichts wegkommen,
es muss sich irgendwie ausgehen mit einerseits den Elektronen, andererseits auch den einzelnen
Teilchen. Es kann kein Ungleichgewicht herrschen und dann eben, dass man das aufstellt. Ja,
aber wenn Sie sich an diese Check-up-Fragen halten, wenn Sie die Begriffe bestimmen können,
hier von der Reduktion und Oxidation, wenn Sie wissen, wie ändert sich die Oxidationszahl während
einer Reduktion, was ist das Reduktionsmittel, was ist das Oxidationsmittel und einfach diese
Begriffe geläufig haben, dass Sie einfach das wissen. Und hier wäre zum Beispiel, wenn Sie hier
ein einfaches Beispiel hernehmen, dann könnten wir hier sagen, okay, wir haben hier gewisse
Oxidationszahlen, das Ethanol hier von minus zwei, also das wäre jetzt das Ca3OH, wird oxidiert und
das andere wird reduziert. Einfach, dass Sie wissen, okay, das nimmt zu, das nimmt ab bei
diesem Grundstoff. Wo finden Sie solche Reaktionen unter anderem auch? Zum Beispiel früher hat es,
wenn Sie eine Atemalkoholbestimmung gemacht haben, hat es früher so eine Farbänderung gegeben. Und
diese Farbänderung ist basiert auf der Änderung der Farbe von dem Kaliumdichromat und dieses Tier
hat als Oxidationsmittel fungiert, da der Ethanol eben umgewandelt wird, also oxidiert wird zum
Acetaldehyd. Und hier eben fungierte das Ethanol als Reduktionsmittel. Gut. Und wenn ich das noch
einmal kurz ausholen könnte, was Sie nun zum Beispiel können, also das hier wäre einfach nur
ein Beispiel, wo oder was das Ziel wäre unter anderem von dieser Einheit oder was Sie können
sollten von diesen Redoxreaktionen. Das ist, dass Sie nun quasi auch solche Texte mit Beschreibungen
nun verständnisvoll lesen können. Hier hätten Sie zum Beispiel eine Beschreibung von der
Atmungskette und wenn Sie das jetzt lernen, gibt es gewisse Fachbegriffe, die Sie können müssen,
die hier eben beinhaltet sind. Und Sie hätten hier einerseits, hätten Sie schon Eisen in seiner
zweiwärtigen Form, Fe2 oder die dreiwärtige Form. Das wären diese verschiedenen Oxidationsstufen,
die zum Beispiel auch Eisen annehmen kann. Die reduzierte Form wäre jene mit der niedrigeren
positiven Zahl, plus zwei, oder die oxidierte Form mit plus drei. Sie hätten hier dann eben
einerseits, wissen Sie, was ein Molekül jetzt schon ist, Sie hätten eine Aufnahme des Elektrons,
wenn Sie ein Elektron aufnehmen, was für ein Prozess ist das? Genau, die Reduktion. Dann
wissen Sie, okay, das ist diese Reduktion und es kommt in den reduzierten Zustand Fe2 übergeführt.
Sie können das lesen und verstehen. Danach hätten Sie auch hier zum Beispiel eine
Reaktionsgleichung. Hier, Achtung, Sie finden das öfters, wo auch, wenn Sie Beschreibungen haben,
dass Sie hier ein Halb O2 angeschrieben haben. Hier wissen Sie auch schon, das ist jetzt nicht
ein halbes Teilchen, sondern es kommt aus diesen stöchiometrischen Faktoren quasi aus diesen
notwendigen Verhältnissen heraus, dass Sie hier ein Mohl haben oder einen Anteil von Teilchen und
hier im Verhältnis einen halben Anteil von diesem Teilchen Sauerstoff. Sie sehen dann das hier. Dann
hätten Sie hier auch so Teilreaktionen. Was hätten wir noch? Wir hätten hier H-Plus-Ionen,
die Protonen. Diesen Begriff können Sie auch lesen. Natürlich sind dann noch andere Begriffe
dabei, die Sie sich dann noch lernen müssen, aber hier hätten Sie eben auch die Reduktion
oder das Hem-Protein. Wenn Sie sich das Hem ansehen, erkennen Sie auch, hier haben Sie
wieder den Porphyrinring, welchen Sie auch auf den Folien schon einmal gesehen haben, zweimal.
Was hätten Sie noch? Hier hätten Sie einen Begriff, einen starken Hexagonen-Vorgang. Sie kennen jetzt
auch schon den Begriff Hexagon oder Endagon. Und was Sie auch hier herunten noch finden,
hätten Sie einmal eben dieses Glucose, dass das quasi die vollständige Oxidation wäre eben dann
zu Kohlenstoffdioxid oder Kohlendioxid und Wasser. Das wäre die vollständige Oxidation. Sie wissen
auch schon, dass es eine gewisse Energiemenge gibt bei Reaktionen. Das wäre diese Enthalpie oder
diese Energie, die abgegeben wird. Und wenn das negativ ist, dann wird Energie freigegeben. Und
hier hätten Sie eine Angabe mit 624 Kilokalorien, was eine gewisse Menge ist. Das könnten Sie auch
in Joule angeben. Das Verhältnis ist, glaube ich, irgendwo bei 3,4 oder so. Vielleicht täusche ich
mich auch. Aber pro Mol, das wäre dieses Delta-Hr, was wir schon einmal gesehen haben. Und Sie sehen
auch, Sie hätten hier, ist eben das, was hier ausgesagt wird, ist, dass in der Atmungskette
fast gleich viel Energie herausgeholt wird von dieser Oxidation, von diesem Prozess, wie wenn
es verbrannt wird zu CO2. Jedoch wird diese Energie benutzt und kann bei uns für andere Prozesse
verwendet werden. Gut, nun können Sie quasi so einen Text lesen, beziehungsweise gewisse Begriffe
benötigen Sie natürlich aus anderen Bereichen. Aber das ist auch ein Ziel. Gut, ich würde sagen,
wir werden jetzt noch eine kurze Pause machen. Haben Sie noch Fragen zu der Oxidation? Möchten
Sie noch eine Frage hier machen? Ansonsten können Sie auch gerne hier nach vorne kommen. Und zum
Abschluss beschäftigen wir uns dann noch mit den heterogenen Gleichgewichten. Das ist etwas
leichter vertaulich. Gut, danke.
10, 15 Minuten, so etwas circa.
Ciao.
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Wir werden uns jetzt noch im letzten Teil dieser letzten Einheit von der anorganischen und allgemeinen Chemie
uns noch etwas mit den heterogenen Gleichgewichten beschäftigen.
Hier etwas leichteres oder aufnehmbares zum Abschluss nach den Redoxreaktionen.
Hier sehen Sie schon zwei Bilder, welche wir später nochmal sehen werden.
Einerseits haben Sie hier rote Blutkörperchen in einem Medium und haben hier auch schon gewisse Begriffe
hypertonisch, isotonisch, hypotonisch, welche Sie vielleicht schon kennen.
Und hier hätten Sie ein Computertomographiebild, wo Sie hier Nierensteine erkennen können.
Jedoch einmal zu diesem Hintergrund, was sind heterogene Gleichgewichte?
Und hier kann man sagen, dass hier ein Gleichgewicht zwischen Komponenten vorliegt,
welche in mehreren Phasen vorliegen.
Wir hatten den Begriff der Phasen schon benannt.
Also es gibt verschiedene Phasen.
Phase ist ein einheitliches Medium und hier hätten wir auch die Phasen benannt,
eben mit auch diesen Aggregatszuständen flüssig, fest und gasförmig.
Und wir können die heterogenen Gleichgewichte einteilen.
Einerseits haben wir ein Gleichgewicht, wo wir eine Komponente, eine Substanz haben,
welche in mehreren Phasen bzw. Aggregatszuständen vorliegt.
Das wäre zum Beispiel Wasser in einem Behälter und hier hätten wir schon Wasser,
also Wasser als H2O, diese Verbindung, auch Wasserdampf oder mit Eis
und hier hätten wir ein heterogenes Gleichgewicht zwischen denen.
Man kann aber auch sagen, dass es heterogene Gleichgewichte gibt von zwei oder mehreren Komponenten,
wie zum Beispiel eine gesättigte Salzlösung mit Bodensalz.
Eine Salzlösung ist dann gesättigt, wenn sich nichts mehr von dem einen Salz lösen kann.
Und hier hätten Sie ein Beispiel von so einer gesättigten Lösung.
Hier herinnen haben Sie eine hohe Konzentration an dem gelösten Salz
und es gibt aber auch eine Grenze dieser Löslichkeit und dann hätten Sie auch diesen Bodensatz.
Das kennen Sie vielleicht, wenn Sie Salz in etwas auflösen
und eine ganz geringe Menge von Wasser nur nehmen, kann sich irgendwann das Salz nicht mehr lösen.
Genau, hier hätten wir eben noch einmal diesen Begriff.
Einerseits hätten wir eben dann die Löslichkeit von Feststoffen, Salzen oder Verbindungen
in einem flüssigen Medium.
Wir haben aber auch eine Verteilung von Substanzen zwischen zwei Flüssigkeiten.
Das benennt man auch den Vorgang der Extraktion.
Wir sehen uns dann auch die Löslichkeit von Gasen in Flüssigkeiten an.
Hier ist etwas Gasförmiges gelöst in einer Flüssigkeit.
Und wir sehen uns noch Gleichgewichte an Membranen an, haben hier den Begriff der Osmose
und die Adsorption. Es gibt aber auch noch mehreres.
Zunächst möchte ich starten mit der Löslichkeit und hier ein Zitat.
Similia similibus solvuntur, Gleiches löst sich in Gleichem gern.
Und hier die Begriffe. Unpolare Stoffe lösen sich in unpolaren Lösungsmitteln.
Achtung, apolar und unpolar ist das Gleiche.
Apolar ist nicht polar, ist unpolar.
Polar wiederum, hier hätten wir polare Stoffe, lösen sich in polaren Lösungsmitteln.
Ein paar Beispiele für unpolare Stoffe wären Paraffine oder Fette.
Und die unpolaren Lösungsmittel wären zum Beispiel Benzin oder Diethyleter.
Und hier sind auch zwei Begriffe. Man kann hier sagen, dass diese Stoffe hydrophob sind oder lipophil.
Das sehen Sie auch öfters. Hydro ist eben von Wasser kommend.
Wasser ist eine polare Verbindung, wie wir bereits wissen.
Ein polares Lösungsmittel. Das, was unpolar ist, mag nicht gern das Hydro, das polare Wasser.
Phobie, Abneigung, hydrophob.
Lipo kommt eben von diesen Fettliebenden, von diesen apolaren Stoffen.
Phil wäre die Affinität, die Liebe dazu. Diese Stoffe werden als lipophil auch benannt.
Auf der anderen Seite die polaren Stoffe.
Hier hätten wir Salze, Säuren und Basen, polare organische Verbindungen.
Und hier hätten wir Beispiele für polare Lösungsmittel.
Hier Wasser, Aceton oder Ethanol.
Und diese kann man bezeichnen als hydrophil und lipophob. Gleich bedeutet.
Es gibt jedoch auch Stoffe, die amphiphil sind.
Und amphiphil heißt, sie mögen beides.
Und diese Stoffe bestehen aus einem hydrophilen und einem hydrophoben Teil.
Und hier hätten Sie ein schematisches Beispiel.
Hier hätten Sie einen hydrophilen Kopf. Das Ganze könnte auch geladen sein.
Oder es ist rein nur eine polare Verbindung, wie zum Beispiel eine polare Kopfgruppe,
eine funktionelle Gruppe, die Sie dann in der organischen Chemie sehen.
Und was Sie hier sehen, ist so eine lange Kohlenstoffkette, angezeichnet hier.
Das hier an jeder Ecke ist ein Kohlenstoff, der abgesättigt ist mit Wasserstoffen.
Das heißt, es ist eine lange Kohlenstoffkette. Und diese hier ist apolar.
Und wenn Sie sich nun erinnern, auch an die intermolekularen Wechselwirkungen,
wissen Sie auch, dass zwischen diesen apolaren Stoffen hier diese Van der Waals-Kräfte stark wirken.
Sie hätten dann hier auf dieser Seite, hätten Sie dann zum Beispiel, wenn hier ein Wasser wäre,
wären diese Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.
Was sind so Beispiele für amphiviele Stoffe?
Tenside, das heißt auch Seifen, haben eben einerseits diese lange Kette,
auf der anderen Seite eine polare Kopfgruppe, Emulgatoren oder auch Phospholipide in Biomembranen.
Wie können wir uns das nun vorstellen?
Wenn Sie Ihr Geschirr abwaschen und keine Seife verwenden und Sie haben viel Öl verwendet zum Anbraten
und Sie würden nur Wasser nehmen, dann merken Sie, das mischt sich nicht, das kann ich nicht gut putzen.
Hier hätten Sie eben genau dieses, dass sich Gleiches in Gleiches lösen will und nämlich auch dieses Fett nicht in Wasser löst.
Man verwendet dafür eben dann ein Tenside, eine Seife und was diese Seife macht ist,
Sie hätten hier ein Öltröpfchen und diese Tenside lagern sich nun,
diese langen Ketten hier, angezeichnet sind diese Ketten,
lagern sich in dieses Öltröpfchen hinein und es bildet sich auf der Oberfläche,
also hier lagern sie sich hinein und auf der Oberfläche finden Sie diese hydrophilen Kopfgruppen
und dadurch ist es löslich und so können Sie das Ganze abwaschen.
Das Ganze ist aber auch mit Feststoffen, auch Feststoffe, hier lagern sich eher diese langen Ketten an
und auch diese Feststoffe können durch Tenside so besser in Lösung gebracht werden.
Hier auch ein Beispiel, wie sich diese Tenside anordnen würden gegenüber der Luft.
Vielleicht haben Sie das auch schon einmal gehört, dass man, wenn Wasserläufer in einem Teich sind
und man gibt ein Tenside drauf oder eine Seife drauf, dann verliert sich diese Oberflächenspannung,
die natürlich hervorkommt durch diese Spannung von dem Wasser, dass diese Wasserstoffbrückenbindungen haben
und dieses Tenside zerstört diese Spannung und es gibt diese Oberflächenspannung nicht mehr.
Jetzt eben zum ersten Beispiel der Löslichkeit von einem Feststoff und die Löslichkeit von Salzen
und dieses Beispiel haben wir in der zweiten Einheit auch schon gesehen und hier hätten Sie diesen Vorgang,
hier hätten Sie dieses Salzgitter mit den Anionen und den Kationen in diesem Kristall, in dieser Anordnung
und hier sehen Sie das Wasser, eben ein polares Molekül und hier lagert sich der negative Pol
an diese positiven Teilchen an, der positive an diese negative Teilchen, es bildet sich eine Hydrathülle
und das Ganze wird aufgelöst. Die Löslichkeit von einem Salz in Wasser ist von der Temperatur abhängig
und sie ist spezifisch für das jeweilige Salz. Meistens wird entweder angegeben, wenn Sie das wo finden,
wie hoch ist die Löslichkeit von dem und jenem Salz in Wasser, entweder in Gramm pro Liter bei 20 Grad
oder es gibt auch die Angabe von einem Löslichkeitsprodukt, meist bei 25 Grad Celsius.
Und dieses Löslichkeitsprodukt, dieses K, können Sie auch verstehen bzw. hatten wir wo schon in diesem Beispiel.
Sie haben auch hier bei dieser Löslichkeit von einem Feststoff eine Gleichgewichtsreaktion
und wir können uns erinnern an die gestrige Einheit und auch hier hätten Sie, können Sie diese Gleichung aufstellen.
Hier hätten Sie eine Angabe von AGCL symbolisch mit AB, Angabe, dass es zwei verschiedene Teilchen sind.
Dieses löst sich, aquatisiert dann in A plus und B plus. Und hier können wir uns das Löslichkeitsprodukt ansehen.
Das wäre in Referenz zu dem Massenwirkungsgesetz und man sieht hier wieder diesen Feststoff.
Also das wäre sozusagen die Konzentration der Edukte, also die Konzentration der Produkte durch die Konzentration der Edukte.
Man kann diese Konzentration der Edukte als Stand annehmen, sieht das vor und es kommt nur mehr auf die Konzentration der gelösten Teilchen drauf an.
Und das hier ergibt einen Wert, genauso wie das Ionenprodukt, hier nur etwas anders.
Wir haben hier diesen Wert zum Beispiel von dem Silberchlorid, das hat ein Löslichkeitsprodukt von 1,6 mal 10 hoch minus 10 Mohl pro Liter zum Quadrat.
Wie wäre das beim Calciumphosphat? Hier haben wir ein anderes Verhältnis der Teilchen in diesem Salz.
Wir hätten hier dreimal das Calcium und zweimal das Phosphation und das Ganze schlägt sich natürlich nieder
in diese anderen Anzahl hier stichymetrischer Faktor. Wir haben dreimal dieses Teilchen A, dreimal das Calcium, zwei Plusion und zweimal das Phosphation.
Hier wäre das Löslichkeitsprodukt so, dass wir uns die Konzentration vom Calcium hoch drei, wenn Sie sich erinnern an das Massenwirkungsgesetz,
man muss es hoch drei setzen, mal dem Phosphat hoch zwei und Sie hätten einen Wert von diesem Löslichkeitsprodukt.
Diese Löslichkeitsprodukte werden bestimmt, genauso wie der KS-Wert und sind spezifisch für das Salz.
Was wir uns merken, umso geringer dieses KL ist, dieses Löslichkeitsprodukt, umso geringer ist die Löslichkeit.
Das heißt, welches dieser zwei Salze ist besser löslich? Ist das Silberglorid oder das Calciumphosphat besser löslich?
Bitte schön. Silberglorid. Korrekt. Genau. Silberglorid ist besser löslich, weil das Löslichkeitsprodukt höher ist.
10 hoch minus 10 ist höher, bzw. 10 hoch minus 25 ist niedriger als das andere. Hier ist die Löslichkeit geringer.
Hier noch einmal das Beispiel. Hier sehen Sie das wieder mit dem Massenwirkungsgesetz, dem K.
Hier hätten Sie zum Beispiel die Angabe dieses Löslichkeitsprodukt und wenn Sie sich nun fragen, wie viel Bariumsulfat kann nun gelöst werden?
Und Sie hätten als Angabe dieses Löslichkeitsprodukt KL. Wenn Sie das hier haben und diese Frage, dann könnten Sie sich aufstellen,
okay, wir haben das Barium, wir haben das Sulfat, sind gleiche Teile vorhanden. Wir könnten hier die Wurzeln herausziehen aus dem Löslichkeitsprodukt.
Wir hätten 10 hoch minus 5 Mol pro Liter. Wie komme ich nun von Mol auf Gramm? Das wissen wir bereits auch schon.
Wir müssen uns ansehen, einerseits, also hier hatten wir noch die Konzentration Mol pro Liter.
Wir wissen, das ist eine Stoffmengenkonzentration. Wir haben hier die Mol gefragt. Wie viel sind das?
Wir haben die Konzentration, wir haben das Volumen in einem Liter. Wir haben 10 hoch minus 5 Mol pro Liter mal einem Liter.
Das heißt, wir haben 10 hoch minus 5 Mol. Nun, wie kommen wir von den Mol auf die Gramm?
Wir haben hier die molare Masse vom Bariumsulfat. Das kann man einerseits sich berechnen aus den einzelnen relativen Atommassen,
Molarnmassen im Periodensystem oder man sieht es von nach, hat hier diese 233 Gramm pro Mol, rechnet das zusammen und kommt auf 2,33 Milligramm.
Das heißt, es ist eine sehr geringe Löslichkeit.
Was passiert nun, wenn die Konzentration eines Salzes steigt, beziehungsweise Sie haben ein Salz gelöst in einem Wasservolumen und das Wasser verdampft.
Was würde dann passieren? Und das Wasser verdampft und verdampft und verdampft. Was passiert dann?
Genau, das Salz bleibt zurück und es gibt auch eine gewisse Konzentration, die eben dann höher ist, also das Löslichkeitsprodukt.
Ab diesem Zeitpunkt fällt das Salz aus. Das heißt, es bildet sich festes Salz wieder.
Und hier einen Bezug zu der Medizin. Auch die Bildung von Nierensteinen beruht eben auf diesem Löslichkeitsprodukt, beziehungsweise, dass die Konzentration zu hoch ist als das, was sich gelöst werden kann.
Und dadurch kommt es zu der Bildung von diesen Steinchen.
Diese bestehen aus Calciumoxalat oder aus anderen Substanzen.
Gut, hier vielleicht noch kurz.
Wenn Sie sich erinnern, dass, ja, wir haben auch schon gehört, wir können das Gleichgewicht, daher sind wir wieder bei Gleichgewichtsreaktionen.
Wir können das Gleichgewicht verschieben durch Konzentrationsänderung, Druckänderung, Temperaturänderungen.
Wenn wir uns jetzt dieses Beispiel ansehen, das hatten wir als Beispiel bei diesen Veränderungen, hätten wir die Konzentrationsänderung.
Und da hatten wir das Beispiel von Silberchlorid und man gibt jetzt das Kaliumchlorid hinzu und dadurch kommt es zum Verschub des Gleichgewichts in Richtung des Edukts.
Und wenn Sie sich jetzt das ansehen, dieses Löslichkeitsprodukt, das heißt, dieser Grenzwert, das mir definiert, wann fällt es aus, wann bildet sich wieder mehr von diesem festen Silberchlorid,
ist eben beeinflusst von der Konzentration von dem Silber, aber auch von dem Chlorid.
Das heißt auch, wenn die Konzentration von dem Chlorid höher ist, ist auch dieser Wert höher, obwohl das Silber jetzt nicht höher ist in der Konzentration,
sondern rein nur das Chlorid und es kommt auch zum Ausfällen.
Das heißt auch, die Konzentrationserhöhung von einem Bestandteil verschiebt das ganze Gleichgewicht in Richtung von dem Feststoff.
Verständlich? Also der Konvex jetzt?
Okay.
Gut, nun kommen wir zu einem anderen heterogenen Gleichgewicht.
Das Gleichgewicht der Verteilung von Stoffen zwischen zwei Flüssigkeiten.
Wir hätten hier zwei Phasen, die sich nicht mischen.
Die eine ist hydrophob, die andere ist hydrophil und einem Stoff A, welcher in Lösung ist.
Und hier haben Sie ein Beispiel, das hier wird ein Scheidetrichter genannt und das ist eine Glasapparatur,
die man in einem chemischen Labor zum Beispiel verwendet, um so Extraktionen durchzuführen.
Und Sie hätten hier, wenn Sie einen Stoff in einer wässrigen Lösung haben und Sie wollen diesen jetzt in eine andere Phase,
die sich nicht mit der wässrigen Phase mischen lässt, herausziehen oder in die andere Richtung.
Dann hätten Sie hier einmal eine wässrige Phase, einmal eine hydrophobe Phase, meistens auch als organische Phase bezeichnet.
Und Sie haben einen Stoff A, der Stoff A könnte zum Beispiel Koffein sein oder ein anderer Wirkstoff auch.
Und dieser Stoff A hat verschiedene Tendenzen, dass er sich in der einen oder in der anderen Phase löst.
Das heißt, es gibt ein gewisses Verteilungsgleichgewicht von diesem Stoff A in der Phase 1 oder in der Phase 2.
Und umso hydrophiler, polarer der Stoff ist, umso lieber ist er in der hydrophilen Phase.
Gleiches löst sich in Gleichem.
Das heißt, ich kann das so herausholen, aber es gibt dieses Verteilungsgleichgewicht.
Und da gibt es einen Koeffizienten, Sie kennen das schon, man bildet oft dieses Verhältnis der Konzentrationen
und kann dadurch herausfinden, wo diese Substanz A hauptsächlich ist.
Und ebenso kann bei einer Extraktion, können so Stoffgemische getrennt werden
und eben diese Verteilung von den Komponenten ist abhängig von deren Löslichkeit in der jeweiligen Phase.
Hier ein Beispiel.
Sie hätten hier, also der Vorgang der Extraktion ist das.
Sie hätten hier ein Lösungsmittel, hier hätten Sie ein anderes Lösungsmittel und in diesem sind nun diese Stoffe gelöst.
Sie haben hier diese kleinen weißen Kügelchen, also hier haben Sie diese kleinen weißen Kügelchen und diese Dreiecke.
Und wenn Sie diese beide in Mischung bringen, dann vermischt sich das und je nach besserer Löslichkeit des Stoffes
wird sich der eine Stoff in der wässrigen oder in der organischen, in der hydrophoben-lipophilen Phase verteilen.
Sie sehen, dass hier diese blauen Kügelchen, diese Dreieckchen und dann könnte man diese Phasen trennen.
Das heißt, in diesem Fall, bei dieser Apparatur, hier sehen Sie einen Hahn und was man hier macht,
ist, dass man diese untere Phase, welche eine höhere Dichte hat, nach unten hier abzieht und dann nur mehr ganz gering zurücklässt
und die obere Phase bleibt oben. Das heißt, so kann man das trennen.
Geht auch anders. Genau, das ist meistens eben die wässrige Phase und die organische Phase und so hat man das herausgeholt.
Es gibt aber auch nicht nur flüssig-flüssig-Extraktionen, sondern es gibt auch flüssig-fest-Extraktionen
und das wäre zum Beispiel das Kochen von einem Kaffee.
Man holt die Bestandteile durch deren ihre Löslichkeit in Wasser heraus aus dem Ganzen.
Das sehen wir dann auch. Natürlich ist es ein Unterschied, ob das Ganze heißer ist oder kälter ist
oder zum Beispiel beim Tee, da holt man auch die Substanzen aus den Blättern mit dem Wasser heraus.
Man kann aber sozusagen nur jene herausholen, die hier wasserlöslich sind.
Es gibt aber auch Verfahren, wo man mit einem Öl etwas herausholt von gewissen Bestandteilen
und hier ist es vermehrt, dass man diese Hydrophoben, diese Apollanstoffe herausholt mit einem Öl,
weil Gleiches löst sich im Gleichen.
Ein anderes Beispiel möchte ich hier noch nennen und das wäre die DNA-Extraktion.
Ich weiß nicht, ob Sie das einmal machen werden, aber hier nur der Hintergrund.
Die DNA liegt vor in Zellen und diese Zellen haben auch eine Zelldebris,
es sind ganz viele andere Bestandteile und um die DNA oder irgendwelche DNA-basierten Methodiken anwenden zu können,
muss ich mir diese DNA aus diesen Zellen herausholen.
Das kann sein, entweder ein Hautstückchen oder Speichel oder eben auch andere Substanzen.
Wenn Sie Bakterien haben, können Sie auch diese Bakterien nehmen.
Und es gibt ein Verfahren der DNA-Extraktion, wo man einerseits eben genau diese Extraktion,
dieses Verhältnis zwischen der Löslichkeit der DNA in der wässrigen und in der organischen Phase macht.
Sie hätten hier ein Beispiel Phenolchloroform.
Phenol ist eine Substanz, die sehr reaktiv ist und unter anderem auch giftig.
Und Sie hätten hier Chloroform.
Chloroform ist ein organisches Lösungsmittel mit einer höheren Tichte.
Es ist auch gesundheitsgefährdend. Was macht nun aber diese höhere Dichte?
Das heißt, das Ganze ist unten. Eine höhere Dichte in der Extraktion ist unten.
Das Phenol, man gibt dann noch andere Puffer hinzu, man gibt die Probe hinzu und das Ganze teilt sich so auf.
Und man kann dann diese Phasen separieren. Und wo wäre nun die DNA?
Die DNA ist ein polares Molekül. Deswegen ist die DNA in der wässrigen Phase.
Alles andere, was apolar ist, befindet sich in der organischen Phase.
Das heißt, man hat die DNA getrennt von allen anderen, was sich in der organischen Phase besser löst.
Zum Beispiel eben, wenn Sie ein Blatt hätten, wäre das Chlorophyll in der organischen Phase und oben hätten Sie nur mehr DNA.
Es wird dann diese obere Phase abgenommen mit einer Pipette.
Hier haben Sie die DNA drinnen und danach kommt es zur Fällung der DNA.
Man gibt hier Isopropanol dazu.
Isopropanol ist ein Lösungsmittel, was die Löslichkeit von der DNA heruntersetzt.
Eben, wir haben schon gesehen, die Löslichkeit ist abhängig von der Substanz, aber auch von dem Lösungsmittel.
Und dadurch kommt es zur Ausfällung der DNA.
Man zentrifugiert das ab und man hat hier ein kleines DNA-Pellet.
Das ist zum Beispiel das, was ich in meiner normalen Arbeit auch oft mache.
Und danach kann man eben diese DNA verwenden und kann zum Beispiel eine qPCR machen, also eine PCR-Technik.
Man kann ein gewisses Teilchen vervielfältigen oder auch sehen, was ist darin beinhaltet in dieser Probe.
Gut, wo kommt das aber noch vor?
Es gibt auch verschiedene Bereiche im Körper, wo es eher hydrophil oder hydrophob ist.
Also lipophil oder hydrophil ist.
Und vor allem das Nervengewebe ist eher lipophil.
Und hier ist es so, dass es auch eine Verteilung von gewissen Substanzen in diesen lipophilen oder hydrophoben Bereichen gibt.
Und eben auch Narkotika.
Umso höher diese Fettlöslichkeit ist von diesen Narkotika, umso höher ist auch diese Wirkung, weil sich mehr in dieser Fettphase löst.
Und auch bei der Verabreichung, wenn Sie hier jetzt einen Wirkstoff zum Beispiel haben, dann ist er nicht in Wasser gelöst,
sondern es ist in so einem Öl gelöst und das Ganze wird in so einer Emulsion Öl in Wasser verabreicht.
Und Sie können hier das auch schon erkennen bei dieser Substanz.
Vielleicht können Sie das jetzt schon oder vielleicht später dann auch.
Sie haben hier eine apolare Substanz, weil Sie keine Ladungsschwerpunkt haben.
Sie haben hier nur den einen Sauerstoff, hier vielleicht mit zwei Elektronen,
aber Sie haben keine polare funktionelle Gruppe an dem Herbstraben.
Gut, kommen wir nun zu einem nächsten Punkt der heterogenen Gleichgewichte, die Löslichkeit von Gasen in Flüssigkeit.
Und diese Löslichkeit von Gasen in Flüssigkeit ist eben abhängig von dem Druck und der Temperatur.
Wie kann man sich das vorstellen? Umso höherer Druck, umso mehr werden diese Teilchen in diese Flüssigkeit hineingepresst
und es kommt zu einer höheren Löslichkeit.
Es gibt ja auch eine kleine Formel, es ist das Henry-Dolton-Gesetz, was sagt dieses aus?
Es gibt einen gewissen Koeffizienten oder eine Konstante.
Hier mit der Konzentration und Pa halten Sie hier einen Partialdruck.
Der Partialdruck hängt zusammen mit dem Gesamtdruck und der Konzentration von dem Stoff
und das Ganze können Sie sich dann ausrechnen.
Was sehen wir aus den ganzen Formeln?
Wenn wir diesen P-Gesamt erhöhen, erhöht sich auch der Partialdruck
und dadurch, wenn sich dieser Partial erhöht, erhöht sich auch die Konzentration von dem Stoff.
Kurz noch einmal angedeutet, vielleicht sehen Sie das einmal wohl, es gibt auch ein ideales Gasgesetz.
Das ist das Verhältnis von Volumendruck, Stoffmenge und Temperatur.
Das hat einen festen Zusammenhang und eine gewisse Konstante gibt es hier auch.
Hier einmal kurz ein Diagramm, die Löslichkeit von Gasen.
Sie hätten hier die Konzentration gegenüber dem Druck aufgetragen
und Sie sehen, wenn der Druck steigt, steigt auch die Konzentration.
Hier sehen Sie, dass es verschiedene Steigungen von verschiedenen Gasen gibt.
Das heißt, die Löslichkeit ist auch spezifisch von dem einzelnen Gas.
Und was können wir hier sehen?
Das ist die Abhängigkeit von der Temperatur und der Löslichkeit.
Sie sehen hier die Konzentration der gelösten Gase.
Sie sehen, dass bei steigender Temperatur die Löslichkeit abnimmt.
Auch hier bei Sauerstoff sehen Sie, dass diese Löslichkeit abnimmt
und der Anteil von Sauerstoff ist geringer in dem gelösten Gas.
Ein Beispiel zu unserem Leben oder zu der Natur.
Es gibt unter anderem auch das Problem, wenn Sie ein Gewässerwo haben,
dass sich bei höherer Temperatur der Sauerstoff weniger löst.
Je höher die Temperatur, desto weniger Sauerstoff habe ich gelöst.
Das basiert eben auf diesem Prinzip.
Und durch den geringeren Sauerstoff kann es eben dann zum Kippen von diesem Wasser kommen,
weil zu wenig Sauerstoff da ist, unter anderem auch, weil die Temperatur höher ist.
Es gibt einen höheren Stoffwechsel und das Ganze wird anaerob,
anaerob hier Sauerstoffärmer.
Und auch gewisse Fische brauchen eine gewisse Konzentration von Sauerstoff in dem Gewässer
und das hängt eben auch zusammen mit der Temperatur.
Gut.
Hier vielleicht als Merkhilfe.
Wenn Sie eine Mineralwasserflasche haben und diese steht unter Druck,
dann haben Sie das Gas drinnen gelöst und wenn Sie das öffnen,
dann kommt dieses CO2 als Gas, welches zuvor gelöst war, heraus.
Bei höherem Druck löst sich mehr, bei geringerem Druck ist es weniger.
Oder Sie kennen vielleicht auch diese Vorrichtungen,
wo Sie Mineral- oder Sodawasser selbst herstellen können.
Durch erhöhten Druck pressen Sie das CO2 in das Wasser hinein und das gast auch wieder aus.
Auch wenn Sie das aufheizen, dann kommt es auch zum Ausgasen.
Geringere Löslichkeit.
Hier noch zusammengefasst, je höher der Druck, umso höher ist die Löslichkeit.
Und umso höher die Temperatur, umso geringer ist die Löslichkeit.
Hier noch einmal kurz zum Bezug.
Wir hätten hier erneut das Beispiel mit der Höhenkrankheit.
Hier hätten wir eben wieder einen geringeren Sauerstoffpartialdruck.
Wir haben auch eine geringere Konzentration von Sauerstoff im Blut,
weil es sich weniger löst.
Einerseits haben wir auch dieses Gleichgewicht, das Sie schon einmal gesehen haben.
Hier hätten wir schon gesagt, dass man eben reinen Sauerstoff geben kann.
Hier erhöht man den Partialdruck, die Konzentration und dadurch geht es besser.
Kennt jemand von Ihnen auch die Taucherkrankheit?
Ja, Taucherkrankheit, falls jemand schon von Ihnen einmal tauchen war, ist ein großes Thema in der Ausbildung,
wenn man den Open Water Diver zum Beispiel macht.
Und hier ist es nämlich so, dass circa pro 10 Meter Wassersäule kommt es zu einem Anstieg von einem Bar Druck.
Das heißt, wenn Sie 10 Meter nach unten tauchen, haben Sie auf einmal ein Bar mehr.
Das ist das Doppelte, was wir uns normalerweise gewohnt sind.
Vielleicht kennen Sie das auch in einem Schwimmbad, auf einmal merken Sie diesen Druck.
Und dadurch kommt es auch durch diesen Druck zu einem höheren Partialdruck,
diesem Teildruck, was sich auslöst auf die höhere Konzentration von der Teilchen.
Und es verschiebt sich auch die Löslichkeit.
Es kommt zu einer höheren Lösung von diesen Gasen im Blut.
Und wenn wir dort nun atmen, dann löst sich mehr Gas in unserem Blut.
Und wenn wir nun schnell auftauchen, dann kommt es dazu, dass dieser Druck rasch abnimmt
und diese Löslichkeit sinkt von den Gasen und es kommt zum Ausgasen des Gases in unseren Venen oder Arterien.
Und dadurch das Ganze, wenn Gasbläschen in diesen Venen und Arterien sind,
das nennt man dann diese Embolie und es kann zu eben diesem Verstopfen kommen.
Dadurch ist es sehr wichtig, dass man einerseits langsam auftaucht,
um diesen Konzentrationsaustausch im Blut eben zu kontinuierlich zu machen,
dass es nicht zu diesen plötzlichen Ausgasen kommt.
Und eben auch manchmal gibt es auch die Vorbeugungsmaßnahme.
Es gibt einerseits das, dass man sich aufzeichnet, wie oft war man tauchen.
Es kommt nämlich auch auf diese Langzeitfolgen darauf an.
Und dann gibt es auch eine Möglichkeit, dass man ein anderes Gas nimmt,
also dass man nicht komprimierte Luft nimmt zum Tauchen,
sondern ein Gas mit einem Edelgas, Helium zum Beispiel, das eine geringere Löslichkeit im Blut hat.
Was für Behandlungsmaßnahmen werden bei einer Taucherkrankheit gemacht?
Weiß das jemand von Ihnen? Bitte.
Eine Druckkammer, genau. Was macht man in der Druckkammer?
Man erhöht den Druck, dadurch steigt diese Löslichkeit wieder
und es bilden sich diese kleinen Bläschen zurück.
Und das Ganze kann sozusagen langsam sich die Konzentration vermindern.
Genau, hier noch einmal Beispiele, eben die Temperaturen.
Gut, ein weiterer Punkt. Es gibt auch ein Gleichgewicht an Membranen,
also auch ein heterogenes Gleichgewicht.
Und hier ist ein Begriff der Diffusion und die Diffusion ist ein Prozess,
der abläuft ohne äußere Einwirkung und welcher eben diese Konzentrationen ausgleicht.
Und dieser Ganze beruht auch, also hängt zusammen eben mit der Entropie auch,
das haben wir schon gesehen. Und was würde man nun als Diffusion bezeichnen?
Sie hätten hier zwei Behälter, einmal mit Grau, einmal mit schwarzen Kügelchen
und Sie sehen hier angezeichnet diese Bewegung von diesen kleinen Teilchen
in die andere Richtung und das nennt man eben diffundieren,
also diese Teilchen diffundieren in diese andere Richtung.
Diese Teilchen können aber auch wohin durch diffundieren, durch Membranen zum Beispiel.
Und Sie sehen am Schluss haben Sie eine Ausgleichung der Konzentration in diesem Beispiel
und das Ganze beruht auf der Brownian-Molekularbewegung.
Das ist ein Begriff, der bezeichnet, dass aufgrund von der Temperatur
immer sich die Teilchen leicht bewegen.
Und es gibt einen weiteren Begriff, also wir haben schon gesehen,
diese Diffusion in einer Lösung, aber die Diffusion kann auch durch Membranen hindurchgehen.
Und es gibt den Begriff der Osmose und das ist ein gerichteter Fluss von Teilchen
durch eine semipermeable Membran.
Semipermeable, semi ist halb, permeable ist durchlässig,
das heißt es ist eine halb durchlässige Membran.
Und hier haben Sie ein Beispiel, wenn Sie sich das anschauen,
das Ziel ist ein Konzentrationsausgleich.
Und Sie hätten hier einen Behälter, Sie haben hier eine semipermeable Membran,
Sie hätten auf dieser Seite eine geringe Konzentration und hier eine hohe Konzentration.
Und was passiert hier?
Es passiert ein Konzentrationsausgleich.
Das heißt, diese Membran, diese Ionen können die Membran nicht passieren,
das Wasser kann jedoch hindurch und es gleicht sich die Konzentration aus,
dadurch steigt hier der Druck.
Und dieser Druck wird osmotischer Druck benannt und dieser Vorgang des Ausgleichs,
den bezeichnet man als die Osmose.
Man kann den osmotischen Druck auch in einer Formel berechnen oder anschreiben
und hier ist es so, dass es jetzt wichtig ist, zu mitdenken.
Der osmotische Druck, Sie sehen das hier, wird durch die Stoffmenge N
beziehungsweise der Konzentration der gelösten Teilchen C bestimmt.
Sie sehen das hier mit diesen N, die Stoffmenge.
Und nun ist die Frage, gelöste Teilchen N, Stoffmenge,
umso höher diese gelöste Teilchen die Konzentration ist,
umso höher ist dieser osmotische Druck.
Und nun ist die Frage, wo ist dieser osmotische Druck höher?
Bei einem Mohl Glucose oder einem Mohl Kochsalz in einem Liter Wasser?
Sie können gerne Tipps abgeben.
Ein Mohl Glucose oder ein Mohl Kochsalz?
Wo ist der osmotische Druck höher?
Wir haben dann die Frage nach den gelösten Teilchen.
Ist es gleich hoch? Ist es eine höher? Ist es andere höher?
Vielleicht ein Tipp von jemandem?
Okay. Kochsalz, okay.
Was ist der Unterschied zwischen Glucose und Kochsalz?
Kochsalz, wenn es gelöst ist, wissen wir schon,
dass es sich löst in das Natrium Plus und das Chlor Minus,
das Chlorid und das Natrium Plusion.
Die Glucose selber bleibt als ein Teilchen.
Das heißt, wir haben im Verhältnis beim gelösten Natriumchlorid
zwei Teilchen pro diesem einem Mohl gelöster Substanz.
Und nun ist es so, dass wir diese zwei Teilchen haben
und beide Teilchen wirken sich auf diesen osmotischen Druck aus.
Bei der Glucose ist es anders. Das ist nur ein Teilchen.
Das bleibt auch im gelösten Zustand nur ein Teilchen.
Deswegen ist es geringer.
Und man hat hier den Begriff der Osmolarität definiert,
weil einerseits ist sozusagen ein Mohl in einem Liter Wasser,
wäre dann ein Molar oder hier wäre der Unterschied zwischen 0,1 Molar
und das wäre dann 0,2 Osmolar, weil es zwei Teilchen sind.
Wo finden Sie die Osmose?
Sie finden das Ganze im Alltag auch, bei der Konservierung von Lebensmitteln.
Sie sehen das einerseits beim Salzen von Gemüse vor dem Kochen.
Wenn Sie das Salz auf eine Gurke geben, dann kommt das Wasser aus der Gurke heraus.
Das ist auch auf Basis dessen, dass auf einmal die Konzentration von Salz
sehr viel höher ist als an der Oberfläche und das Wasser diffundiert in die andere Richtung.
Bei Kochsalz oder auch bei anderen Substanzen.
Genau, bei der Glucose, beim Kochsalz, weil es eben in zwei Teilchen,
jedes Teilchen spielt da mit.
Und hier kommen wir dann zu einem Begriff, welchen Sie wahrscheinlich noch öfters hören werden.
Das ist die Tonizität, das ist die effektive Osmolarität.
Das ist ein qualitatives Maß für den Unterschied im osmotischen Druck von zwei Lösungen.
Und hier sind wir wieder bei diesen Begriffen. Wir sind Hyperton, Isoton, Hypotonisch.
Hyperton heißt es, wenn die umgebende Lösung einen höheren osmotischen Druck hat,
eine höhere Konzentration als das Vergleichsmedium.
Zum Beispiel eine Zelle in konzentriertem Salzwasser.
Hypoton wäre das andere, die umgebende Lösung hat einen niedrigeren osmotischen Druck,
eine niedrigere Konzentration von diesen gelösten Teilchen als das Vergleichsmedium.
Zelle in einem destillierten Wasser oder eine Kirsche in einem Wasser.
Sie kennen das auch, wenn Sie Kirschen in ein Wasser geben oder wenn Kirschen,
wenn es regnet, dann platzen die Kirschen auf.
Das ist, weil das Wasser hinein diffundiert.
Es kommt zu diesem Konzentrationsausgleich, es steigt der Druck und es platzt die Kirsche.
Das Ganze kann eben auch mit diesen roten Blutkörperchen passieren.
Dann gibt es noch den Begriff der Isoton-Lösung.
Hier ist es so, dass die umgebende Lösung den gleichen osmotischen Druck hat
wie das Vergleichsmedium.
Das wäre zum Beispiel bei einer physiologischen Kochsalzlösung,
welche 0,9% Natriumchlorid hat.
Dieses Isoton kann auch angegeben werden mit Millimol pro Gramm,
280 zum Beispiel, und das andere.
Gibt es dazu noch Fragen?
Osmose, osmotischer Druck, sehr gut.
Dann haben wir noch einen Begriff der Dialyse.
Die Dialyse ist der Prozess, dass man gewisse Stoffe aus dem Blut entfernt.
Hier passiert das eben auch über so ein Gleichgewicht einer Membran.
Jedoch ist es so, dass diese Spüllösung,
was hier zwar angezeichnet ist,
dass es nicht durch diese Membran hindurch kann,
jedoch muss dieses Wasser für diese Dialyse hochrein sein.
Sie können kein reines Leitungswasser nehmen,
sondern es muss ein spezielles Wasser sein.
Auch hier haben Sie noch diese Salze, es müssen gewisse Salze auch drinnen sein,
dass diese eben nicht herausgezogen werden,
sondern nur gewisse andere Substanzen.
Ein letzter Begriff der heterogenen Gleichgewichte ist die Adsorption.
Adsorption bezeichnet den Prozess,
dass sich ein Stoff an einer Oberfläche anlagert, adsorbiert.
Es gibt hier verschiedene Begriffe.
Es gibt das Adsorbat, das sind die Teilchen, die angelagert sind.
Adsorbent ist der Stoff, wo sich das Ganze anlagert
und das Adsorbtiv sind diese Teilchen.
Es gibt die Desorption, die Ablagerung und die Adsorption.
Das Ganze ist abhängig von der Art des Substrats, der Oberfläche,
der Polarität, der Konzentration oder der Temperatur.
Was wäre so ein Beispiel für die Adsorption?
Wenn Sie Aktivkohle, wäre ein Superadsorbent.
Also Aktivkohle verwendet man zum Beispiel,
also einerseits im medizinischen Bereich,
andererseits nimmt man Aktivkohle zum Herausholen von gewissen Stoffen.
Diese lagern sich an, adsorbieren drauf, die Aktivkohle kann man abfilteren
und das Ganze ist quasi gereinigt.
Hier noch kurz ein Unterschied, Adsorption und Absorption.
Adsorption ist die Anlagerung an der Oberfläche,
Absorption ist wirklich diese Lösung drinnen.
Und ein kleines Beispiel noch, wie man sich das besser merken kann,
bei der Absorption, da wächst der Bauch, deswegen ist es wirklich aufgenommen,
die Adsorption, da pickt es eher drauf.
Gut, dann sind hier noch ein paar Fragen für den Check-up,
für die heterogenen Gleichgewichte und hier noch.
Und ich komme zum Ende von der heutigen Einheit und von meinem Teil.
Ich danke Ihnen für die Aufmerksamkeit,
ich hoffe, Sie haben sich einiges mitgenommen auch,
der Begriff der Chemie ist etwas anschaulicher, angreifbarer geworden.
Sie haben auch ein paar Beispiele gesehen und Sie können jetzt mit gewissen Begriffen umgehen
und auch weiter in die organische Chemie und Biochemie starten.
Gut, Dankeschön.
Dankeschön.
Vielen Dank.
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Mia san mia.
Ich bin so glücklich, dass ich in der Schule bin.
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