Berlin Abitur Chemistry 3. PF (GK) cheat sheet

Massenwirkungsgesetz für aA + bB ⇌ cC + dD: K = (c(C)^c · c(D)^d)/(c(A)^a · c(B)^b); reine Feststoffe und reines Wasser gehen mit Aktivität 1 ein.

K_c nutzt Konzentrationen (mol/L), K_p Partialdrücke; für Gase gilt K_p = K_c · (R·T)^Δn mit Δn = Summe der Produktkoeffizienten minus Summe der Eduktkoeffizienten.

Liegt K >> 1, liegt das Gleichgewicht auf der Produktseite; K << 1 bedeutet Eduktübersicht; K = 1 bedeutet vergleichbare Mengen beider Seiten.

Le Chatelier: Druckerhöhung verschiebt ein Gasgleichgewicht zur Seite mit weniger Gasmolen; Temperaturerhöhung verschiebt exotherme Reaktionen zur Eduktseite.

Ein Katalysator verkürzt die Einstellzeit, verschiebt aber weder Gleichgewichtslage noch K, weil Hin- und Rückreaktion gleich stark beschleunigt werden.

Reaktionsgeschwindigkeit: v = −(1/a)·dc(A)/dt = (1/c)·dc(C)/dt; Zeitgesetz n-ter Ordnung: v = k·c(A)^n, Halbwertszeit 1. Ordnung t½ = ln2/k.

Arrhenius-Gleichung: k = A·e^(−E_A/(R·T)); Auftragung ln k gegen 1/T ergibt Gerade mit Steigung −E_A/R.

Energiebilanz: ΔH = Summe der Bindungsenthalpien der Edukte minus Summe der Produkte; ΔG = ΔH − T·ΔS; spontan bei ΔG < 0.

Kalorimetrie: Q = c·m·ΔT; Molare Reaktionsenthalpie ΔH_m = Q/n, Vorzeichen aus Sicht des Systems (exotherm negativ).

Brønsted: Säure ist Protonendonator, Base Protonenakzeptor; korrespondierendes Paar unterscheidet sich um genau ein H⁺.

pH = −lg c(H₃O⁺); pOH = −lg c(OH⁻); bei 25 °C gilt pH + pOH = 14 und K_W = 10⁻¹⁴ mol²/L².

Starke Säuren (HCl, HNO₃, H₂SO₄ erste Stufe) dissoziieren vollständig: pH = −lg c₀(Säure).

Schwache Säure: K_S = c(H₃O⁺)²/(c₀ − c(H₃O⁺)); Näherung pH ≈ ½(pK_S − lg c₀), gültig wenn c₀ >> c(H₃O⁺).

Henderson-Hasselbalch für Puffer: pH = pK_S + lg(c(Base)/c(Säure)); optimale Pufferwirkung im Bereich pK_S ± 1.

pK_S + pK_B = 14 für korrespondierendes Paar in Wasser; je größer pK_S, desto schwächer die Säure.

Titrationskurve starke Säure/starke Base: Äquivalenzpunkt bei pH 7; schwache Säure/starke Base: Äquivalenzpunkt im Basischen, Halbäquivalenzpunkt pH = pK_S.

Indikatorwahl: Umschlagsbereich des Indikators muss den pH-Sprung am Äquivalenzpunkt überdecken (Phenolphthalein 8,2–10, Methylorange 3,1–4,4).

Oxidation = Elektronenabgabe (Oxidationszahl steigt), Reduktion = Elektronenaufnahme; Oxidation und Reduktion laufen immer gekoppelt ab.

Teilgleichungen ausgleichen: Atome außer O und H, dann O mit H₂O, H mit H⁺ (sauer) bzw. OH⁻ (alkalisch), Ladungen mit e⁻; Elektronenzahl angleichen.

Standardpotentiale E° werden gegen die Wasserstoffelektrode (E° = 0 V) gemessen; negativere Elektrode ist Anode (Oxidation), positivere Kathode (Reduktion).

Zellspannung: ΔE° = E°(Kathode) − E°(Anode); Reaktion freiwillig, wenn ΔE° > 0.

Zusammenhang mit freier Enthalpie: ΔG° = −z·F·ΔE° mit F = 96485 C/mol; z = Anzahl der ausgetauschten Elektronen.

Nernst-Gleichung: E = E° + (0,059 V/z)·lg(c(Ox)/c(Red)) bei 25 °C; Konzentrationsänderungen verschieben das Potential.

Elektrolyse: Mindestspannung = Zersetzungsspannung plus Überspannungen; Produkte nach Entladungsreihe und Elektrodenmaterial (z. B. Chlor statt Sauerstoff an Graphit).

Faraday-Gesetz: n(e⁻) = I·t/F; daraus Stoffmenge und Masse des abgeschiedenen Stoffes über z.

Alkane sp³ (Tetraeder, 109,5°), Alkene sp² (trigonal planar, 120°), Alkine und Nitrile sp (linear, 180°).

Alkohole: primär, sekundär, tertiär; Siedepunkt steigt mit Wasserstoffbrückenbindungen, sinkt mit verzweigter Kette (Van-der-Waals-Kräfte).

Aldehyde/Ketone Carbonyl C=O polar; Carbonsäuren bilden Dimere über zwei Wasserstoffbrücken, daher hohe Siedepunkte.

Amine als Basen (Lone pair am N), Aminosäuren amphoter über Zwitterion; isoelektrischer Punkt bei pH = ½(pK_S1 + pK_S2).

IR-Spektroskopie: O–H breit 3200–3600 cm⁻¹, C=O 1700–1750 cm⁻¹, C=C 1600–1680 cm⁻¹, C–H sp³ unter 3000 cm⁻¹.

NMR: Anzahl Signale = Anzahl nichtäquivalenter H-Atome; Integration = Protonenverhältnis; chemische Verschiebung steigt mit Elektronenarmut (Aldehyd-H 9–10 ppm).

Massenspektrometrie: Molekülion M⁺ liefert Molmasse; charakteristische Fragmentierung z. B. M−15 (CH₃-Verlust), M−31 (OCH₃ bei Methylestern).

Nachweis von Halogeniden mit AgNO₃ (AgCl weiß, AgBr hellgelb, AgI gelb); Flammenfärbung als Vorprobe für Kationen.

Titration: Bürette mit Maßlösung, Erlenmeyerkolben mit Probe, Indikator; c₁·V₁/z₁ = c₂·V₂/z₂ als Grundgleichung.

Pipette und Bürette auf Augenhöhe ablesen (Meniskus), Nullpunkt der Bürette vor Gebrauch prüfen; Abweichungen ergeben systematische Fehler.

Messreihen mehrfach durchführen, Mittelwert und Streuung angeben; grobe Ausreißer begründet verwerfen, nicht stillschweigend.

Sicherheit: Schutzbrille, Abzug für Halogene und organische Lösungsmittel, Säuren in Wasser geben (nicht umgekehrt), Bromwasser nie in Vorratsflasche zurückgießen.

Konzentrationsberechnung: c = n/V; Verdünnung: c₁·V₁ = c₂·V₂; Massenanteil w = m(Stoff)/m(Lösung).

Ausbeute: η = n(erhalten)/n(theoretisch) · 100 %; Atomökonomie bewertet, wie viel Eduktmasse im Zielprodukt landet.

Fehlerdiskussion: zufällige Fehler reduzieren sich durch Wiederholung, systematische Fehler durch Kalibrierung und Kontrollversuche.

Bewertung von Verfahren: Kriterien wie Ausbeute, Energiebedarf, Toxizität, Abfall, Atomökonomie und Nachhaltigkeit getrennt auflisten und gegeneinander abwägen.

Gleichgewichtsnachweis experimentell: Farbumschlag, Druck- oder Temperaturänderung am System gezielt verändern und beobachtete Verschiebung mit Le Chatelier deuten.