Anorganische Chemie

Anorganische Chemie

Wasserstoff

Oxidationszahl: +I Elektronenkonfiguration: 1s¹

Elementar: H₂ H – H

Aggregatzustand: gasförmig (im Handel in roten Stahlflaschen)

Eigenschaften

- geruchlos, farblos - leicht brennbar

Herstellung von atomarem Wasserstoff

Zweck: atomarer Wasserstoff ist reaktionsfreudiger (aber nicht stabil) Homolytische Spaltung an Metallen (z.B. Platin = Katalysator)

Knallgasreaktion

= Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff

- Aktivierungsenergie erforderlich  dann explosive, stark exotherme Reaktion

Darstellung von Wasserstoff

durch Reaktion von unedlen Metallen mit Säuren

I. Hauptgruppe

= Alkalimetalle

Name Symbol Elektronen- konfiguration

Atomradius Elektro- negativität

Flammen- färbung

Lithium Li Rot

Natrium Na Gelb

Kalium K Violett

(Kobaltglas)

Rubidium Rb Violett

Cäsium Cs Blau

Francium Fr (radioaktiv)

Gemeinsame Eigenschaften - Metalle

- sehr reaktionsfreudig  Abgabe von einem Elektron - Oxidationszahl: +I

- Reaktion mit Wasser:

z.B. Na +

- Aufbewahrung: unter Luftabschluss (z.B. Petroleum), da Reaktion mit Luft - fast alle Salze sind in Wasser löslich

Lithium

- Verwendung von Lithiumsalzen bei manisch-depressiven Psychosen FAM: Quilonum retard®

Natrium

Element

- weiches, glänzendes Metall

Verbindungen Natriumhydroxid

= Ätznatron - hygroskopisch

- in wässriger Lösung dissoziiert = Natronlauge

stark exotherm!

- Reaktion mit Kohlendioxid (aus der Luft) unter Bildung von Natriumcarbonat

- Lagerung von Natronlauge in Plastikflaschen, da Glas in geringen Mengen angelöst wird - Verätzung: schlimmer als Säureverätzung, da tieferes Eindringen in das Gewebe

Natriumchlorid

= Kochsalz

- erhöhter Kochsalzkonsum kann zu Hypertonie füren

- 0,9%ige (m/m) Natriumchloridlösung ist isotonisch, d.h. sie besitzt den gleichen osmotischen Druck wie Blut- und Gewebeflüssigkeit

Natriumcarbonat

= Soda

Reaktion mit von Natriumcarbonat mit Säuren: (Einstellung HCl)

Natriumhydrogencarbonat

= Natron, Natriumbicarbonat

- Antacidum bei Hyperacidität (Kaiser Natron®), NW: Blähungen durch CO2, (obsolet) - Backpulver, Brausetabletten

RG:

Natriumsulfat

Decahydrat = _______*10 H₂O = Glaubersalz ; Ind: Laxans Natrium sulfuricum

Wasserfrei: Natrium sulfuricum anhydricum

Natriumsulfid

Natriumthiosulfat

Zur Entfernung von Iodflecken

Natriumnitrat

= Chilesalpeter

Verwendung: Dünger, Pökelsalz

Natriumnitrit Verw.: Pökelsalz

Natriummonohydrongenphosphat

Natriumdihydrogenphosphat

Nachweisreaktion

- mit Kaliumhexahydroxoantimonat

Kalium

Ind. für Kaliumsalze:

- zum Auffüllen des physiologischen Kaliumspiegels, wenn z.B. durch Diuretica oder Laxantien zu viele Kaliumsalze ausgeschwemmt wurden (Hypokaliämie)

ACHTUNG: zu viel Kaliumchlorid ist toxisch

Kalium- und Natriumionen als Gegenspieler im menschlichen Körper - sind Gegenspieler:

- Kalium kommt v.a. im Zellinneren vor, Natrium v.a. extrazellulär

- Verhältnis ist wichtig bei der Reizübertragung von Nerven- u. Muskelzellen

 Körper ist stets bemüht das Gleichgewicht aufrecht zu halten

Verbindungen Kaliumcarbonat

= Pottasche

Treibmittel in Lebkuchen

Kaliumhydrogencarbonat

- zur Substitution bei Kaliummangel (s.o.) Kalinor® Brausetabletten

Kaliumchlorat - Herbizid

- Sprengstoffmittel in Zündhölzern

Kaliumbromat Urtitier

Nachweis

- mit Natriumtetraphenylborat

II. Hauptgruppe

Erdalkalimetalle

Name Symbol Elektronen- konfiguration

Atomradius Elektro- negativität

Flammen- färbung Beryllium Be

Magnesium Mg

Calcium Ca Ziegelrot

Strontium Sr Karminrot

Barium Ba Grün

Radium Ra

Gemeinsame Eigenschaften - Metalle

- sehr reaktionsfreudig durch Abgabe von zwei Außenelektronen

Magnesium

- unedel

- silbrig glänzend

Reaktion mit Sauerstoff unter Bildung von Magnesiumoxid

 intensiv weißes Licht verwendet in Feuerwerkskörpern, früher als Blitzlicht

Physiologische Bedeutung - in vielen Enzymen

- Gegenspieler des Calcium

- Mangel: Muskelkrämpfe, Herzrhythmusstörungen FAM: Magnesium Verla®

Verbindungen Magnesiumoxid

2 Qualitäten (unterschiedliches Füllvolumen):

leichtes Magnesiumoxid

schweres Magnesiumoxid (für Pulvermischungen verwenden)

Magnesiumhydroxid

Verwendung als Antacidum (Maaloxan®)

Magnsiumsulfat

Heptahydrat: _______________; Ind.: Laxans; Bittersalz

Magnesiumchlorid

Nachweis:

qualitativ:

- Fällung als Magnesiumammoniumphosphat - mit Titangelb

Gehalt: komplexometrisch mit NatriumEDTA

Calcium

Physiologische Bedeutung Calcium wird benötigt für

Knochenaufbau (Ind.: Osteoporose) Muskelkontraktion

Blutgerinnung

Erregungsübertragung an Nervenzellen

Weitere Verwendung: bei Allergien, FAM: Calcium Sandoz ®

Verbindungen Calciumoxid

= gebrannter Kalk

Mit Wasser reagiert es zu Calciumhydroxid (stark exotherm)

Calciumchlorid

Calciumsulfat

= Gips

Calciumcarbonat

= Kreide

Calciumhydrogenphosphat

Wasserhärte

- durch Calcium und Magnesiumsalze a) Temporäre Härte = Carbonathärte

- Hydrogencarbonate fällt aus kochendem Wasser aus (Kesselstein)

b) Permanente Härte

- durch Sulfate und Chloride des Calciums u. Magnesiums - bleiben auch beim Kochen in Lösung

Temporäre + permanente Härte = Gesamthärte

Einheit: °dH = Grad deutscher Härte (1°dH = 10mg CaO pro Liter Wasser) Bedeutung:

- hartes Wasser stört beim Waschen mit Seife, da ein Teil der Seife unwirksam wird

Nachweis:

1.) Fällung mit Oxalationen

2.) Fällung mit Carbonationen

Gehalt: komplexometrisch mit Natrium EDTA

Barium

- lösliche Bariumverbindungen sind hoch giftig

Verbindungen Bariumhydroxid

- in Lösung = Barytwasser

Bariumhydroxid reagiert mit Kohlendioxid unter Bildung von Bariumcarbonat

Bariumsulfat

- unlöslich  Verwendung als Röntgenkontrastmittel im Magen-Darm-Trakt

Bariumchlorid

- Nachweisreagenz für Sulfationen

III. Hauptgruppe

= Borgruppe

Name Symbol Elektronenkonfiguration

Bor B

Aluminium Al

Gallium Ga

Indium In

Thallium Tl

- ab Aluminium handelt es sich um Metalle - Oxidationszahl: +III

Bor

Borverbindungen wurden früher bei Augenentzündungen eingesetzt  heute obsolet!

(bedenklich!)

Verwendung: Isotonisierungsmittel in Augentropfen Substanzen: Borsäure

Natriumtetraborat (Borax)

Aluminium

- Leichtmetall, weich

- zwar unedel, aber widerstandsfähig durch aufgelagerte Oxidschicht

Verwendung:

- Herstellung von Salbentuben, Alufolie

- mit Aluminium bedampftes Gewebe verklebt nicht mit Wundfläche und wirkt antiseptisch (Metalline®)

Verbindungen Aluminiumoxid

- Antazidum (Maaloxan®)

- in Impfstoffen werden Erreger an Adsorbentien (z.B. Aluminiumsalze)  bessere Wirkung

Aluminiumhydroxid

Amphoter (d.h. es löst sich in Säuren und Laugen)

Aluminiumkaliumsulfat Alaun, Alumen

- Adstringens zur Blutstillung (Askina Stift®) - in Knete

- färbt Hortensien blau

Aluminiumacetat

Aluminiumacetat-tartrat- Lösung = Essigsaure Tonerde

- Adstringens bei Verstauchungen, Zerrungen, Insektenstichen

Weißer Ton (Bolus alba)

- Aluminiumverbindung als Pudergrundlage

Nachweis:

Fällung als weißes Aluminiumhydroxid, der sich im Überschuss mit OH- löst

Thallium

- Rattengift

- Vergiftung bei Menschen: Haarausfall (u.a.)

IV. Hauptgruppe

Kohlenstoffgruppe

Name Symbol Elektronenkonfiguration

Kohlenstoff C

Silicium Si

Germanium Ge

Zinn Sn

Blei Pb

Eigenschaften

- Kohlenstoff = Nichtmetall

- Silicium, Germanium = Halbmetalle - Zinn, Blei = Metall

- Oxidationsstufe: nicht mehr eindeutig; max. +IV

Kohlenstoff

- ausgeprägte Fähigkeit C-C Ketten zu bilden  organische Chemie Modifikationen des Kohlenstoffs

Diamant

 hart, farblos,

Graphit

- weich, grauschwarz

Kohle

- keine geordnete Struktur

Medizinische Kohle (Aktivkohle)  sehr große Oberfläche, d.h. hohes Adsorptionsvermögen (Ind.: Durchfall, Vergiftung)

Kohlenstoff-Sauerstoff Verbindungen Kohlenmonoxid

Entstehung durch unvollständige Verbrennung:

- schlecht ziehende Öfen

- Grillen in geschlossenen Räumen

- geruchlos, farblos, sehr giftig!

Kohlendioxid

Entstehung durch vollständige Verbrennung:

- Ausatemluft

- zum Löschen von Bränden

CO₂ ist für die Erhöhung der Temperatur auf der Erde verantwortlich (Treibhauseffekt)

Kohlensäure und die Salze Entstehung

Kohlensäure ist nicht beständig:

Salze:

Hydrogencarbonat

Hydrogencarbonat/Kohlensäure ist das Puffersystem im Blut

Carbonat Nachweis - mit Säuren

Harnstoff Urea pura

- Endprodukt im Eiweißstoffwechsel  Ausscheidung über den Harn - Verwendung in Dermatologie

- bei trockener Haut, da Wasseraufnahmevermögen steigt - in höheren Konzentrationen keratolytisch

- Galenik: pH-Optimum: 4-8

außerhalb des Optimums erfolgt eine Zersetzung  NH₃ entsteht  weiterer pH- Anstieg  Zersetzung nimmt weiter zu

Harnstoffzubereitungen möglichst puffern

Schwefel- und Stickstoffverbindungen des Kohlenstoffs Cyanwasserstoff

Cyanwasserstoffsäure = Blausäure (Cyanwasserstoff in Wasser gelöst) - fablos, Geruch nach Bittermandel, sehr giftig

Salz = Cyanid

Zyankali = KCN Thiocyansäure

Salz = Thiocyanat (=Rhodanid)

Ammoniumthiocyanatlösung = Maßlösung in Argentometrie

Silicium

Element: Verwendung in Mikrochips und Solarzellen

Verbindungen Siliciumdioxid

Vernetzte Strukturen

Kristallin: Quarz, Sand Amorph: Kieselgur

Aerosil® (hochdisperses Siliciumdioxid)  Kapselfüllstoff, Gelbildner etc.

Kieselsäuren

= Sauerstoffsäuren des Siliciums

Verwendung:

- Silicagel (Kieselgel)

 Adsorptionsmittel - Beschichtung von DC-Platten - Blaugel als Trocknungsmittel mit Kobaltsalzen

Wenn blau  Wasseraufnahme möglich

Verfärbung zu rosa keine weitere Aufnahme möglich; Regeneration durch Erwärmen

CAVE: Kobaltsalze sind carcinogen

Alternative: Sorbsil® C mit anderem Feuchtigkeitsindikator

Silicone

- organische Siliciumverbindungen

- flüssige, viskose, wasserabweisende Öle Verwendung:

- Hautschutzsalben (Silicoderm®)

- Blähungen (Wirkstoff Dimeticon): Entschäumer; FAM: Sab simplex®, Lefax®

Talkum

Magnesium-Siliciumverbindung Verwendung: Pudergrundlage

Zinn

Oxidationsstufen +II + IV

Blei

Oxidatonsstufen +II +IV

Toxisch

Bleihaltige Arzneimittel sind obsolet

V. Hauptgruppe

Name Symbol Metallcharakter Elektronenkonfiguration

Stickstoff N

Phosphor P

Arsen As

Antimon Sb

Bismut Bi

- zum Erreichen der Edelgaskonfiguration gibt es folgende Möglichkeiten - kovalente Bindungen (Bsp. Ammoniak)

- Aufnahme von 3 Elektronen (Nitrid, Phosphid etc.) - Abgabe von Elektronen (Oxidationszahl +III oder +V)

Stickstoff

Elementarer Stickstoff Strukturformel:

 reaktionsträge, daher Verwendung als Schutzgas für sauerstoffempfindliche Stoffe Vorkommen: Hauptbestandteil (78%) in der Luft

Ammoniak

Oxidationszahl:

- farbloses Reizgas

- eingeleitet in Wasser: = Ammoniak-Lösung (Salmiakgeist 10%) Eigenschaften:

- Base, d.h. es kann Protonen aufnehmen

 Entstehung von Ammoniumsalzen

Verwendung:

- äußerlich bei Rheuma und Insektenstichen

- innerlich als Expectorans/Rachenmittel (Laryngsan®) - zum Fensterputzen (streifenfrei)

Analytik von Ammoniumverbindungen

- Reaktion mit Laugen -> Ammoniakgas (Geruch) und Verfärbung von Lackmuspapier (blau)

Ammonniumchlorid Verwendung

- Expektorans (Salmiakpastillen)

Ammoniumcarbonat

= Hirschhornsalz  Backpulverersatz

Sticksotffmonoxid - farbloses Gas

- instabil an der Luft (reagiert zu NO₂) Bedeutung von NO im Körper

- NO lässt arterielle Blutgefäße erschlaffen

 Nitrate als Prodrug werden bei Hypertonie und KHK/Angina pectoris eingesetzt Bsp.: Nitroglycerin, Isosorbid-5-mononitrat

NO wird auch von den Gefäßen selbst produziert; man nennt es dann EDRF = Endothelium Derived Relaxing Factor

Distickstoffmonoxid Lachgas

Verwendung:

- zur Narkose - als Treibgas

Stickstoffdioxid - braunes Gas

Salpetersäure

- höchste übliche Konzentration: ca. 70%

- starke Säure

- kann edle Metalle (Kupfer, Silber) oxidieren

Gold und Platin werden nicht angegriffen, daher heißt Salpetersäure auch Scheidewasser, da sie Gold und Silber voneinander trennt

Königswasser

Gold kann in Königswasser gelöst werden

Königswasser = Mischung aus Salpetersäure und Salzsäure

Salze der Salpetersäure = Nitrate Natriumnitrat

Chilesalpteter

Verwendung als Dünger und Pökelsalz Missbrauch als Sprengstoff

Analytik der Nitrate Ringprobe

Kaliumnitrat Kalisalpeter

Verwendung als Düngemittel und Pökelsalz Missbrauch als Sprengstoff

Salpetrige Säure

Salz der salpetrigen Säure = Nitrit Natriumnitrit

Pökelsalz

Phosphor

Vom elementaren Phosphor gibt es mehrere Modifikationen, z.B.

Weißer Phosphor

- entzündet sich an der Luft (bei ca. 60°C)

 Unter Wasser und vor Licht geschützt aufbewahren

Sauerstoffsäuren des Phosphors

Phosphorsäure

- im Handel als 85%ige Lösung - 3 protonige Säure

Mischung aus Dihydrogenphosphat und Hydrogenphosphat eignet sich als Puffer

Nachweis von Phosphaten

- in neutraler Lösung entsteht mit Silberionen ein Niederschlag (löslich im Sauren)

Phosphorige Säure nur zweiprotonige Säure

Phosphor(V)-oxid

= Anhydrid der Phosphorsäure

- stark hygroskopisch  Trocknungsmittel

Calciumhydrongenphosphat - zum Knochenaufbau

Dinatriummonohydrogenphosphat Bei Azidose

Bisphosphonate

FAM: Fosamax®, Didronel®

Ind.: starke Osteoporose NW: Reizung der Speiseröhre

Anwendung: mind. 30 Min. vor dem Essen in aufrechter Haltung WW mit zweiwertigen Kationen (Calcium, Magnesium)

Arsen

Arsen(III)trioxid - giftig

Bismut

Salze wirken - adstringierend

- schwach desinfizierend

Indikationen:

- äußerlich zur Wunddesinfektion (Puder, Salben); z.B. Noviform® bei Bindehautreizung Faktu® bei Hämorrhoiden

- innerlich bei Magenschleimhautentzündungen

VI. Hauptgruppe

Chalkogene

Name Symbol Elektronenkonfiguration Metallcharakter Elektronegativität

Sauerstoff O Nichtmetall (Gas)

Schwefel S Nichtmetall

Selen Se Nichtmetall

Tellur Te Halbmetall

Sauerstoff

Elementar O₂

- farb-, geruch- und geschmackloses Gas - Bestandteil der Luft (21%)

Modifikationen Atomarer Sauerstoff - reagiert sofort weiter

Ozon

- Reizgas  Reizhusten, Lungenschäden Entstehung:

a)

b)

- Ozon in der Stratosphäre schützt die Erde vor aggressiven UV-Strahlen - in den letzten Jahren wurde das Ozon durch FCKW-Treibgase zerstört

Verwendung von Ozon:

- Desinfektion von Wasser (Schwimmbäder)

Oxid

Hydroxid

- reagiert in Wasser alkalisch

Wasserstoffperoxid

Oxidationszahl:

- instabile Verbindung, die wie folgt zerfällt:

Schnellerer Abbau durch

Alkali (kann durch Glas freigesetzt werden  besser Plastikflaschen verwenden) Wärme  kühl lagern

Übliche Konzentrationen:

30% = Hydrogenium peroxydatum

Aufbewahrung mit Verschluss, der einen Druckausgleich ermöglicht

3 % = Hydrogenium peroxydatum solutum

- stabilisiert durch Phosphorsäure (0,05%)

Verwendung:

- zur Desinfektion in Mundwässern (gurgeln mit verdünnter Lösung) oder oberflächlicher Wunden (3%ig unverdünnt)

- Bleichmittel für Haare (3-6%), Papier

- Zusatz in Waschpulvern („Antigrau-Formel“)

Wasserstoffperoxid kann a) oxidieren  H₂O entsteht b) reduzieren  O2 entsteht

Bsp.:

Wasserstoffperoxid reagiert mit Iodid zu elementarem Iod und Wasser in saurer Lösung

Wasserstoffperoxid reagiert mit Permanganat zu Mn²⁺ und Sauerstoff im Sauren

Wasser

- gewinkeltes Molekül  dadurch Dipol

- gutes Lösungsmittel für andere hydrophile Stoffe oder Ionen

- bildet Wasserstoffbrücken, dadurch relativ hoher Schmelzpunkt

- reines Wasser besitzt einen pH von 7

- Dichteanomalie, d.h. bei 4°C besitzt Wasser die größte Dichte

deshalb ist in Gewässern das Eis auf dem Wasser; unten leben Fische und Pflanzen deshalb schwimmen Eiswürfel in Getränken

deshalb platzen Getränkeflaschen, wenn der Inhalt gefriert

Wasserqualitäten Trinkwasser

- frei von Keimen oder Krankheitserregern - frei von schädlichen Stoffen

Gereinigtes Wasser – Aqua purificata

Herstellung durch Destillation(s.u.) oder Demineralisation möglich Demineralisation:

- Ionen sind aus Trinkwasser entfernt durch einen Ionenaustauscher Funktion:

Effektivität kann mit der Messung der elektrischen Leitfähigkeit erfolgen Je weniger Ionen enthalten sind, umso geringer ist die Leitfähigkeit Erschöpfte Ionenaustauscher werden regeneriert

Ionenaustauscher sind oft verkeimt

 ersten Wasserstrahl verwerfen

 Wasser vor Verwendung 5 Min. aufkochen

 nur während 24h Stunden verwendbar

 im geschlossenen Gefäß aufbewahren

besser: Verwendung von industriell hergestelltem Wasser

Destilliertes Wasser – Aqua destillata

Prinzip: Wasser wird zum Sieden gebracht und durch Kühlung wieder kondensiert Ausgangsstoff: Trinkwasser

Ionen und weitere Stoffe sieden nicht mit und werden dadurch entfernt

Wasser für Injektionszwecke – Aqua ad iniectabilia

- zur Herstellung von Injektions-, Infusionslösungen, Augentropfen Herstellung durch Destillation + Sterilisation

Schwefel

Elementar Farbe: gelb

Verwendung in Pasten, Salben  bakterizid, keratolytisch, durchblutungsfördernd Aber negative Beurteilung, da Nutzen gering und toxikologisches Risiko hoch

Schwefelwasserstoff - giftiges Gas

- entsteht bei der Zersetzung von Eiweißen (Darm, Jauchegrube) - Geruch nach faulen Eiern

- Verwendung für den Nachweis von Schwermetallen

Sulfid

Schwefelsäure

- farblos, ölig-viskos

- Reaktion mit Wasser ist stark exotherm (Vorsicht beim Verdünnen): Erst das Wasser, dann die Säure

-

- zweiprotonige Säure

Nachweis von Sulfationen - mit Barium

Schwefelige Säure Hydrogensulfit Sulfit

Natriumthiosulfat - Reagenz

- Maßlösung in der Iodometrie - Reaktion von Iod mit Thiosulfat:

Selen

Selendisulfid Indikationen:

- Seborrhoe (=Überproduktion der Talgdrüsen von Hautfetten), Pilzen, Schuppen auf Kopfhaut; FAM: Selsun®

Nachteil: orange-rote Farbe - Immunstärkung

VII. Hauptgruppe

Halogene

Name Symbol Aggregatzustand Elektronenkonf. Elektronegativität

Fluor F Gasförmig

Chlor Cl Gasförmig

Brom Br Flüssig

Iod I Fest

- alle Elemente kommen als zweiatomige Moleküle vor:

 unpolare kovalente Bindung

Die Elemente haben das Bestreben ein Elektron aufzunehmen. Dadurch werden sie zu Halogeniden: Oxidationszahl =

Aber es gibt auch Verbindungen, in denen das Halogen die Oxidationszahl +I, +III, +V od.

+VII besitzt.

Kovalente Bindungen mit Halogenen Polar kovalente Bindung

 Oktettregel erfüllt Bsp.: HCl

IBr (Iodmonobromid)

Halogenwasserstoffe

Zusammensetzung aus Wasserstoff + Halogen

Fluorwasserstoff Chlorwasserstoff Bromwasserstoff Iodwasserstoff

Alle Substanzen sind gasförmig und wirken als Reizgase.

Löslichkeit in Wasser

Die Halogenwasserstoffe sind in Wasser gut löslich. Es entstehen die Säuren Reaktion in Wasser:

Säurestärke Fluorwasserstoffsäure Flusssäure

Chlorwasserstoffsäure Salzsäure Bromwasserstoffsäure

Iodwasserstoffsäure

Besonderheit:

Flusssäure ätzt Glas an  Lagerung in Kunststoffbehältern

Sauerstoffsäuren den Halogene

Ox.zahl Summenformel Name der Säure Anion Name des Anions HOF

HClO HBrO HIO

Hypofluorige Säure Hypochlorige Säure Hypobromige Säure Hypoiodige Säure

FO^- ClO^- BrO^- IO^-

Hypofluorit Hypochlorit Hypobromit Hypoiodit

HClO2 Chlorige Säure ClO2-

Chlorit HClO3

HBrO₃ HIO₃

Chlorsäure Bromsäure Iodsäure

ClO3-

BrO₃^- IO₃^-

Chlorat Bromat Iodat HClO₄

HBrO₄ HIO₄

Perchlorsäure Perbromsäure Periodsäure

ClO₄^- BrO₄^- IO₄^-

Perchlorat Perbromat Periodat Je mehr Sauerstoffatome in der Säure vorhanden sind, umso stärker ist die Säure.

 Perchlorsäure ist die stärkste Säure

Sie kann andere Stoffe, die eigentlich Säuren sind, zur Base machen.

Bsp.: Reaktion mit Essigsäure

Fluor

Fluorid wird zur Kariesprophylaxe

Knochenhärtung eingesetzt Fluoridzufuhr durch

- Trinkwasser - Zahnpasta

- fluoridiertes Speisesalz

Zu viel Fluorid macht die Zähne fleckig; in noch höheren Konzentrationen wirkt es toxisch FAM: Fluoretten®, Elmex gelee®

Chlor

Kaliumchlorat - auf Zündhölzern

- in Sprengstoff (Missbrauch!)

Aluminiumchlorid-Hexahydrat Äußerlich als Antihidrotikum

Iod

- Iod ist für die Biosynthese der Schilddrüsenhormone wichtig

 Aufnahme z.B. durch Speisesalz

- äußerlich: bakterizid und fungizid

in alkoholischer Lösung als löslicher Komplex Kaliumtriiodid

in Salben als Polyvidon-Iod (Betaisodona®)

NW: Allergie

- bei einem Reaktorunfall wird radioaktives Jod freigesetzt  KI Tabletten einnehmen (innerhalb von 2 Std.)

Analytik

Qualitativer Nachweis der Halogenide Reaktion mit Silber:

Maßanalyse mit Iod Typ: Redoxreaktion Indikator: Stärke

z.B. Bestimmung von Ascorbinsäure

VIII. Hauptgruppe

Edelgase

Name Symbol

Helium He

Neon Ne

Argon Ar

Krypton Kr

Xenon Xe

Radon Rn

- nicht reaktiv, da Edelgaskonfiguration bereits besteht

Verwendung:

- Füllen von Glühlampen, da keine Reaktion mit dem heißen Glühdraht - Füllen von Ballons

Nebengruppenelemente

- liegen zwischen II. und III. Hauptgruppe, da d-Orbitale besetzt werden - alle Nebengruppenelemente sind Metalle

- fast alle Nebengruppenelemente bilden mehrere Oxidationsstufen

Chrom

Chromat

Dichromat

Verwendung beider Substanzen: Oxidationsmittel NW: CMR-Stoffe

Mangan

Braunstein (Mangan(IV)oxid Kaliumpermanganat

= dunkelviolette, metallische Kristalle

Wi: desinfizierend  Zum Baden bei Entzündungen Reaktion von Permanganat mit Wasserstoffperoxid s.o.

Eisen

Oxidationsstufen

Fe²⁺ Fe³⁺

- Fe²⁺wandelt sich leicht in Fe³⁺ um. In AM wird es durch Vitamin C (Oxidationsschutz) geschützt.

Bedeutung

- Fe²⁺ ist Zentralatom im Hämoglobin - in Enzymen wird auch Fe³⁺ benötigt

- die AM Gabe erfolgt ausschließlich mit Fe²⁺, da Fe³⁺schlechter resorbiert wird

Eisen(II)-sulfat Heptahydrat

Eisen(III)-hydroxid

Eisen(III)-chlorid

Reagenz für phenolische OH-Gruppen

Analytik:

Eisen(II)- Verbindungen reagieren mit Sulfid unter Bildung von Eisensulfid (Niederschlag)

Eisen(III)-Verbindungen reagieren mit Thiocyanat.

Cobalt

v.a. Co²⁺

wasserfrei: blau wasserhaltig: rosa (s.o.)

Cobalt ist Zentralatom im Vitamin B12 ( wichtig für die Blutbildung)

Kupfer

Edles Metall Oxidationsstufen

Cu⁺ Cu²⁺

Kupfer(II)-sulfat-pentahydrat

- verhindert Algenwachstum (Schwimmbäder)

Silber

Edles Metall

- reagiert mit Schwefelwasserstoff (in bewohnten Räumen vorhanden) und Sauerstoff zu Silbersulfid Silber läuft an und wird schwarz

Oxidationsstufe: Ag⁺

Silbersalze wirken bakterizid und ätzend

 Schleimhautantiseptikum

Silbernitrat

= Höllenstein (wird auf der Haut schwarz)

 für den Halogenidnachweis

 Neugeborene erhalten silbernitrathaltige Augentropfen gegen Bindehautgonorrhoe

Zink

- unedles Metall

 Reaktion mit Salzsäure

Oxidationszahl: +II

Zinkoxid

- adstringierend, antiseptisch  äußerlich in Pudern, Salben …

Zinksulfat

- Anwendung bei Bindehautentzündungen, Herpesinfektionen

Zinksulfid

Analytik

- Zinkionen bilden einen Niederschlag mit Hydroxidionen - im Überschuss bildet sich ein Komplex

Quecksilber

- flüssiges Metall

- hohe Oberflächenspannung Oxidationszahlen: +I, +II

Quecksilber (II)-oxid Quecksilber(II)-chlorid

Quecksilber(II)sulfid (Zinnober)

Quecksilberverbindungen in Arzneimitteln sind obsolet

Organische Quecksilberverbindugen

Phenylmercuriborat: Konservierungsmittel in Augentropfen

Thiomersal: Konservierungsmittel in Augentropfen