Scio NSZ Chemistry cheat sheet

Stoffmenge: n = m / M (mol = g / (g·mol⁻¹)); Teilchenzahl N = n · N_A mit N_A = 6,022·10²³ mol⁻¹; molares Volumen idealer Gase bei Normbedingungen (0 °C, 101,325 kPa) V_m ≈ 22,4 L·mol⁻¹.

Konzentration und Verdünnung: c = n / V (mol·L⁻¹); beim Verdünnen gilt c₁·V₁ = c₂·V₂; Massenanteil w = m(Stoff) / m(Gesamt), Stoffmengenanteil x = n(i) / n(gesamt).

Ideales Gasgesetz p·V = n·R·T mit R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹; Temperatur stets in Kelvin (T = θ + 273,15); Dichte eines Gases ρ = p·M / (R·T).

Periodensystem: Elemente nach steigender Kernladungszahl Z geordnet; Hauptgruppen bestimmen Valenzelektronen (Gruppe 1 = 1, Gruppe 17 = 7), Periodennummer = höchste besetzte Schale.

Atomarer Aufbau: Ordnungszahl Z = Protonenzahl = Elektronenzahl im neutralen Atom; Massenzahl A = Z + Neutronenzahl; Isotope haben gleiches Z, aber unterschiedliches A und damit unterschiedliche Neutronenzahl.

Elektronenkonfiguration nach Aufbauprinzip und Hund-Regel; Ausnahmen bei Chrom (4s¹3d⁵) und Kupfer (4s¹3d¹⁰); Ionen bilden Edelgaskonfiguration: Metalle geben Elektronen ab (Kationen), Nichtmetalle nehmen auf (Anionen).

Periodische Trends: Atomradius nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts ab und innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu; Elektronegativität und Ionisierungsenergie nehmen von links nach rechts zu, innerhalb einer Gruppe nach unten ab.

Stöchiometrie: Reaktionsgleichung zuerst ausgleichen; Stoffmengenverhältnisse aus den Koeffizienten ableiten; Ausbeute = (tatsächlich erhaltene Menge / theoretisch mögliche Menge) · 100 %.

Signifikante Stellen und Einheiten konsequent mitführen; bei Summenformeln Molmassen aus Atommassen addieren und Zwischenergebnisse nicht vorzeitig runden.

Ionenbindung: Elektronenübertragung zwischen Metall und Nichtmetall, Gitter aus Kationen und Anionen; hohe Schmelzpunkte, spröde, leiten Strom nur in Schmelze oder Lösung.

Kovalente Bindung: Elektronenpaarbindung zwischen Nichtmetallen; Elektronegativitätsdifferenz ΔEN < 0,4 unpolar, 0,4–1,7 polar, > 1,7 überwiegend ionisch (Faustregel).

Metallbindung: delokalisiertes Elektronengas; erklärt elektrische und thermische Leitfähigkeit, Duktilität und metallischen Glanz.

VSEPR/EPA-Modell: Elektronenpaare stoßen sich ab und ordnen sich maximal weit an; 2 Domänen linear (180°), 3 trigonal-planar (120°), 4 tetraedrisch (109,5°); freie Elektronenpaare verkleinern Bindungswinkel, z. B. H₂O 104,5°, NH₃ 107°.

Hybridisierung: sp linear, sp² trigonal-planar, sp³ tetraedrisch; Mehrfachbindungen bestehen aus σ-Bindung plus π-Bindungen, die rotationsbehindert sind (cis/trans-Isomerie bei Alkenen).

Zwischenmolekulare Kräfte nach Stärke: London-Dispersionskräfte < Dipol-Dipol-Wechselwirkungen < Wasserstoffbrückenbindungen; Wasserstoffbrücken nur bei H an N, O oder F mit freiem Elektronenpaar am Nachbaratom.

Siedepunkt steigt mit zunehmender Molekülmasse und stärkeren zwischenmolekularen Kräften; Wasser hat trotz geringer Molmasse einen ungewöhnlich hohen Siedepunkt wegen Wasserstoffbrücken.

Löslichkeit: „Similia similibus solvuntur“ - polare Stoffe lösen sich in polaren Lösungsmitteln, unpolare in unpolaren; Salze dissoziieren in Wasser in hydratisierte Ionen.

Elektronegativität nach Pauling als relatives Maß; Bindungsenergie und Dipolmoment hängen von Bindungspolarität und Molekülgeometrie ab - ein Molekül mit polaren Bindungen kann insgesamt unpolar sein (z. B. CO₂, CH₄).

Reaktionstypen unterscheiden: Synthese, Analyse/Zersetzung, Fällung, Neutralisation, Redox und Komplexbildung; Energieumsatz als exotherm (ΔH < 0) oder endotherm (ΔH > 0) kennzeichnen.

Massenwirkungsgesetz für aA + bB ⇌ cC + dD: K = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b); K > 1 Gleichgewicht auf Produktseite, K < 1 auf Eduktseite; nur gelöste Stoffe und Gase eingehen, reine Feststoffe nicht.

Le Chatelier: Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Gasteilchen; Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Richtung; Katalysatoren ändern nur die Einstellgeschwindigkeit, nicht die Gleichgewichtslage.

Säure-Base nach Brønsted: Säure ist Protonendonator, Base Protonenakzeptor; korrespondierende Paare unterscheiden sich um ein H⁺; Ampholyte wie H₂O oder HCO₃⁻ können beides sein.

pH = −log₁₀[H₃O⁺] und pOH = −log₁₀[OH⁻]; bei 25 °C gilt pH + pOH = 14; starke Säuren vollständig dissoziiert, schwache Säuren über K_S bzw. pK_S = −log K_S beschreiben.

Neutralisation: H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O; Stoffmengenverhältnis aus der Gleichung beachten (z. B. H₂SO₄ + 2 NaOH); bei Titration im Äquivalenzpunkt n(Säure)·Wertigkeit = n(Base)·Wertigkeit.

Oxidation = Elektronenabgabe (Oxidationszahl steigt), Reduktion = Elektronenaufnahme (Oxidationszahl sinkt); Redoxgleichungen in saurer Lösung mit H₂O und H⁺, in basischer mit H₂O und OH⁻ ausgleichen.

Oxidationszahlen: Elemente im Standardzustand 0, Sauerstoff meist −II (Ausnahme Peroxide −I), Wasserstoff meist +I (Ausnahme Hydride −I); Summe der Oxidationszahlen gleich Ionenladung bzw. 0 im Neutralmolekül.

Elektrochemie: galvanische Zelle wandelt chemische in elektrische Energie, Elektrolyse umgekehrt; Oxidation an der Anode, Reduktion an der Kathode; Zellspannung E = E(Kathode) − E(Anode) mit Standardwasserstoffelektrode als Bezug (E° = 0 V).