Mecklenburg-Vorpommern Abitur Chemistry cheat sheet

Quantenzahlen: n = 1,2,3… (Schale), l = 0…n−1 (s,p,d,f), m_l = −l…+l, m_s = ±½; jedes Orbital fasst max. 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin (Pauli-Prinzip).

Elektronenkonfiguration nach Aufbauprinzip und Hundscher Regel; Ausnahmen bei Chrom (4s¹3d⁵) und Kupfer (4s¹3d¹⁰) wegen halbbesetzter bzw. vollbesetzter d-Unterschale.

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

Oktettregel und Ausnahmen: BeCl₂ (4 Valenzelektronen am Be), BF₃ (6), PCl₅ (10), SF₆ (12); Edelgase reagieren praktisch nicht, weil ihre Valenzschale voll besetzt ist.

Bindungstyp-Entscheidung: ΔEN < 0,4 unpolar-kovalent, 0,4–1,7 polar-kovalent, > 1,7 überwiegend ionisch (Faustregel nach Pauling-Skala, z. B. NaCl mit ΔEN ≈ 2,1).

Oxidationszahlen: Elemente im Standardzustand 0, O meist −II (Ausnahme Peroxide −I, OF₂ +II), H meist +I (Ausnahme Hydride −I); Summe der Oxidationszahlen gleich Ladung des Teilchens.

Redox-Bilanz in vier Schritten: Oxidation und Reduktion getrennt aufstellen, Atome außer O und H ausgleichen, O mit H₂O und H mit H⁺ ausgleichen, Ladungen mit Elektronen ausgleichen, dann Elektronenzahl durch Multiplikation angleichen.

Säure-Base nach Brønsted: Säure gibt Proton ab, Base nimmt Proton auf; korrespondierende Paare unterscheiden sich um genau ein H⁺, z. B. H₃O⁺/H₂O und NH₄⁺/NH₃.

pH-Formeln: pH = −lg c(H₃O⁺), pOH = −lg c(OH⁻), pH + pOH = 14 bei 25 °C; für schwache Säuren gilt pH ≈ ½(pK_S − lg c₀), für Puffer die Henderson-Hasselbalch-Gleichung pH = pK_S + lg(c(Base)/c(Säure)).

Homologe Reihe der Alkane CₙH₂ₙ₊₂ (n ≥ 1); Alkene und Cycloalkane CₙH₂ₙ, Alkine CₙH₂ₙ₋₂; Nomenklatur nach IUPAC: längste Kette, niedrigste Lokanten, Substituenten alphabetisch.

Isomeriearten: Konstitutionsisomerie (unterschiedliche Verknüpfung), cis-trans-Isomerie an Doppelbindungen (nur wenn jedes C der C=C zwei verschiedene Reste trägt), optische Isomerie bei einem C mit vier verschiedenen Substituenten (Chiralitätszentrum).

Substitutionsreaktionen der Alkane sind radikalisch: Start durch Homolyse (Licht oder Wärme), Propagation mit Radikalen, Abbruch durch Rekombination; Reaktivitätsreihenfolge tertiär > sekundär > primär.

Elektrophile Addition an Alkene: Angriff des Elektrophils bildet das stabilere Carbokation, daher Markownikow-Regel (H an das wasserstoffreichere C); Nachweis der C=C-Bindung durch Entfärbung von Bromwasser.

Aromatizität nach Hückel: cyclisch, planar, durchgehend konjugiert und 4n+2 π-Elektronen (n = 0,1,2…); Benzol mit 6 π-Elektronen ist aromatisch, Cyclobutadien mit 4 nicht.

Elektrophile aromatische Substitution verläuft über ein σ-Komplex-Intermediat (Wheland-Intermediat) und erhält das aromatische System; Substituenten erster Art (z. B. −OH, −NH₂, −CH₃) dirigieren ortho/para, zweiter Art (−NO₂, −COOH) meta.

Funktionelle Gruppen und ihre Nachweise: Aldehyde mit Fehling- oder Tollens-Reagenz (rotbraunes Cu₂O bzw. Silberspiegel), Carbonsäuren mit Carbonat (CO₂-Bildung), Alkohole mit Natrium (H₂) oder durch Veresterung.

Reaktionsmechanismen der Carbonsäurederivate: nucleophile Substitution am Acylkohlenstoff; Reaktivität Säurechlorid > Anhydrid > Ester > Amid, weil die Abgangsgruppe und der +M-Effekt des Heteroatoms die Elektrophilie bestimmen.

Naturstoffe: Kohlenhydrate als Polyhydroxyaldehyde/-ketone (Fehling-Reaktion bei reduzierenden Zuckern), Fette als Triester des Glycerins mit Fettsäuren (Verseifung mit NaOH liefert Seife und Glycerin), Proteine als Polykondensate von α-Aminosäuren (Peptidbindung, Ninhydrin-Nachweis).

Satz von Hess: Die Reaktionsenthalpie ist unabhängig vom Weg; ΔH_R = Σ ΔH_f(Produkte) − Σ ΔH_f(Edukte); exotherm bei ΔH < 0, endotherm bei ΔH > 0.

Entropie und Gibbs-Energie: ΔG = ΔH − T·ΔS; eine Reaktion läuft bei konstantem Druck und Temperatur freiwillig ab, wenn ΔG < 0; Gleichgewicht bei ΔG = 0 mit ΔG° = −R·T·ln K.

Aktivierungsenergie und Arrhenius-Gleichung: k = A·e^(−E_A/(R·T)); eine Temperaturerhöhung um 10 K steigert die Geschwindigkeit bei E_A ≈ 50 kJ/mol ungefähr um den Faktor 2 (RGT-Regel).

Zeitgesetze: Reaktion 1. Ordnung c(t) = c₀·e^(−k·t) mit t½ = ln2/k; Reaktion 2. Ordnung 1/c = 1/c₀ + k·t; Geschwindigkeitsgesetz v = k·c(A)^m·c(B)^n mit experimentell bestimmten Exponenten.

Massenwirkungsgesetz: K = Π c(Produkte)^ν / Π c(Edukte)^ν (Aktivitäten, bei Gasen auch Partialdrücke); K hängt nur von der Temperatur ab, nicht von Druck oder Katalysator.

Prinzip von Le Chatelier: Erhöhung von Druck verschiebt das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Gasmolen, Temperaturerhöhung zur endothermen Seite, Konzentrationsänderungen zum Verbrauch des Zusatzes; ein Katalysator verkürzt nur die Einstellzeit.

Elektrochemische Spannung: E°_Zelle = E°_Kathode − E°_Anode; positives Zellpotenzial bedeutet freiwilligen Ablauf; Standardwasserstoffelektrode als Bezug mit E° = 0 V.

Nernst-Gleichung: E = E° + (0,059 V/z)·lg(c(Ox)/c(Red)) bei 25 °C; für eine Zelle E = E° − (0,059 V/z)·lg(Q), wobei Q der Reaktionsquotient ist.

Elektrolyse und Faraday-Gesetz: n = (I·t)/z·F mit F = 96485 C/mol; die abgeschiedene Stoffmenge ist proportional zur Ladungsmenge und umgekehrt proportional zur Elektronenzahl z.

Kationennachweise: Flammenfärbung (Na gelb, K violett, Ca ziegelrot, Ba grün, Cu grünblau); Nachweis von Fe²⁺ mit Hexacyanoferrat(III) (Turnbulls Blau), Fe³⁺ mit Thiocyanat (rot) oder Hexacyanoferrat(II) (Berliner Blau).

Anionennachweise: Cl⁻ mit AgNO₃ (weißer Niederschlag, löslich in Ammoniak), SO₄²⁻ mit BaCl₂ (weißer Niederschlag, säureunlöslich), CO₃²⁻ mit Säure (CO₂, Nachweis durch Kalkwasser), I⁻ mit Chlorwasser und Stärke (blau).

Gasnachweise: H₂ (Knallgasprobe), O₂ (Glimmspanprobe), CO₂ (Kalkwasser trübt sich), NH₃ (stechender Geruch, feuchtes rotes Lackmuspapier wird blau), Cl₂ (gelbgrün, bleichend).

Titration: c(Säure)·V(Säure)·z(Säure) = c(Base)·V(Base)·z(Base); bei einprotonigen Säuren und Basen gilt c₁V₁ = c₂V₂; Äquivalenzpunkt über Indikator (z. B. Phenolphthalein, Umschlag 8,2–10,0) oder pH-Elektrode.

Gravimetrie: Auswaage einer definierten Fällungsform, Umrechnung über den Gravimetrischen Faktor (Molmassenverhältnis Analyt/Fällungsform); Voraussetzung sind quantitative Fällung, Reinheit und definierte Stöchiometrie.

Fehlerrechnung: absoluter Fehler, relativer Fehler = absoluter Fehler/Messwert, Angabe von Ergebnis und Unsicherheit mit gleicher Nachkommastelle; signifikante Stellen richten sich nach dem ungenauesten Messwert.

Spektroskopie: Lambert-Beersches Gesetz A = ε·c·d; Extinktion ist proportional zur Konzentration, Kalibriergerade aus Standardlösungen, Blindwert abziehen.

Technische Verfahren: Haber-Bosch-Synthese (N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, exotherm, Druck und Katalysator verschieben Ausbeute), Kontaktverfahren (SO₂ zu SO₃ mit V₂O₅), Chloralkali-Elektrolyse (Anode Cl₂, Kathode H₂ und NaOH).

Umweltchemie: Verbrennung fossiler Brennstoffe erzeugt CO₂ und NOₓ; Katalysator im Auto reduziert CO und NOₓ, Schwefelentfernung durch Rauchgasentschwefelung mit Kalk (CaCO₃ + SO₂ ergibt CaSO₃/CaSO₄); saurer Regen durch SO₂ und NOₓ mit pH-Werten unter 5,6.