Sachsen-Anhalt Abitur Chemistry cheat sheet

Massenwirkungsgesetz: K = Produkt der Aktivitäten der Produkte / Produkt der Aktivitäten der Edukte, jede Potenz gleich dem stöchiometrischen Koeffizienten; reine Feststoffe und reines Lösungsmittel Wasser entfallen.

Kc ist temperaturabhängig, druck- und konzentrationsunabhängig; Kp = Kc·(RT)^Δn mit Δn = mol gasförmiger Produkte minus Edukte.

Le Chatelier: Erhöhung von c(Edukt) oder p verschiebt zum Produkt; Temperaturerhöhung verschiebt bei exothermer Reaktion (ΔH < 0) zum Edukt, bei endothermer zum Produkt.

Säurekonstante: Ka = c(H3O+)·c(A−)/c(HA); pKa = −lg Ka; pKs + pKb = 14 bei 25 °C für konjugiertes Paar in Wasser.

Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + lg(c(A−)/c(HA)); im Halbäquivalenzpunkt gilt pH = pKa, im Äquivalenzpunkt einer schwachen Säure pH ≈ ½(pKa − lg c0).

Starke Säure/Base: pH = −lg c0 bzw. pOH = −lg c0; schwache Säure näherungsweise pH = ½(pKa − lg c0), gültig für Dissoziationsgrad < 5 %.

Titrationskurve: steiler Sprung am Äquivalenzpunkt; Indikator wählen, dessen Umschlagsbereich (pKa ± 1) den Äquivalenz-pH einschließt (Phenolphthalein 8,2–10,0; Methylorange 3,1–4,4).

Löslichkeitsprodukt KL = c(M^m+)·c(A^n−) bei gesättigter Lösung; Niederschlag entsteht, wenn das Ionenprodukt KL überschreitet; Zusatz eines gemeinsamen Ions senkt die Löslichkeit.

Nernst-Gleichung als Gleichgewichtsbeziehung: E = E° + (0,059 V/z)·lg(c(Ox)/c(Red)) bei 25 °C; im Gleichgewicht gilt E(Zelle) = 0 und damit E° = (0,059 V/z)·lg K.

Galvanische Zelle: Oxidation an der Anode (−), Reduktion an der Kathode (+); Elektronenfluss im Außenkreis von Anode zu Kathode, Ionenwanderung im Elektrolyten zur Ladungsneutralisation.

Zellspannung: ΔE = E(Kathode) − E(Anode) aus Standardpotentialen; positives ΔE bedeutet freiwillige Reaktion und ΔG < 0 mit ΔG° = −z·F·ΔE° (F = 96485 C/mol).

Standardwasserstoffelektrode (a(H3O+) = 1, p(H2) = 1013 hPa, 25 °C) ist Bezugspunkt E° = 0,00 V; alle Potentiale sind Reduktionspotentiale.

Elektrolyse: erzwungene Reaktion durch äußere Spannung; Kathode = Minuspol (Reduktion), Anode = Pluspol (Oxidation) - umgekehrte Polzuordnung zur galvanischen Zelle.

Zersetzungsspannung = Differenz der Abscheidungspotentiale plus Überspannung; Überspannung ist besonders groß bei Wasserstoffentwicklung (z. B. an Zink oder Blei).

Faraday-Gesetze: n(Elektronen) = I·t/F und m = (M·I·t)/(z·F); Ladungsmenge Q = I·t in Coulomb bei Strom in Ampere und Zeit in Sekunden.

Schmelzflusselektrolyse von Al2O3 in Kryolith bei ca. 960 °C: Kathode Al, Anode Graphit, die durch O2 verbraucht wird; Elektrolyse wässriger Lösung scheidet bevorzugt das edlere bzw. überspannungsärmere Produkt ab.

Korrosion (Sauerstoffkorrosion): Lokalelement mit Eisen als Anode (Fe → Fe2+ + 2 e−) und Sauerstoffreduktion O2 + 2 H2O + 4 e− → 4 OH−; saurer Angriff liefert H2-Entwicklung.

Korrosionsschutz: kathodischer Schutz durch unedleres Metall (Opferanode, z. B. Zink oder Magnesium), Schutzschicht durch Verzinkung, Passivierung oder Beschichtung; Kontakt von Eisen mit edleren Metallen beschleunigt Korrosion.

Homologe Reihe der Alkane CnH2n+2; Nomenklatur nach IUPAC: längste Kette, niedrigste Lokanten, Substituenten alphabetisch; Alkene CnH2n, Alkine CnH2n−2.

Radikalische Substitution (SR) an Alkanen: Start durch Homolyse (Licht/UV), Kettenfortpflanzung über Halogenradikal, Inhibierung durch Radikalfänger; Selektivität folgt der Stabilität der Radikale (tertiär > sekundär > primär).

Elektrophile Addition (AE) an Alkenen: Angriff des Elektrophils bildet das stabilere Carbokation (Markownikow-Regel); Nachweis der Doppelbindung durch Entfärbung von Bromwasser.

Nukleophile Substitution: SN1 über planares Carbokation (Racemisierung, tertiäre Substrate, polares protisches Lösungsmittel), SN2 konzertiert mit Walden-Umkehr (primäre Substrate, starkes Nukleophil).

Eliminierung (E1/E2) konkurriert mit Substitution; starke Base und höhere Temperatur begünstigen E2, und nach Zaitsew entsteht bevorzugt das stabilere, höher substituierte Alken.

Carbonylverbindungen: nukleophile Addition an C=O, Aldehyde oxidierbar (Fehling-, Tollens-Probe), Ketone nicht; Carbonsäuren mit Alkoholen verestern (Fischer-Veresterung, säurekatalysiert, Gleichgewicht).

Oxidationen: primärer Alkohol → Aldehyd → Carbonsäure, sekundärer Alkohol → Keton, tertiärer Alkohol nicht oxidierbar; Nachweis mit Kaliumpermanganat oder Dichromat.

Kohlenhydrate: Glucose als offenkettige Aldohexose im Gleichgewicht mit Pyranose-Halbacetal (α/β-Anomere); Nachweis reduzierender Zucker mit Fehling-Lösung, Saccharose ist nicht reduzierend.

Aminosäuren sind amphoter (Zwitterion, isoelektrischer Punkt) und bilden über Peptidbindungen (–CO–NH–) Proteine; Fette sind Triester des Glycerins mit gesättigten oder ungesättigten Fettsäuren.

Reaktionsgeschwindigkeit v = −Δc(Edukt)/Δt = Δc(Produkt)/Δt, bezogen auf die stöchiometrischen Koeffizienten; Einheit mol·L−1·s−1.

Zeitgesetz v = k·c(A)^m·c(B)^n; die Reaktionsordnung (m+n) wird experimentell bestimmt, nicht aus der Bruttogleichung abgelesen.

Reaktion 1. Ordnung: c(t) = c0·e^(−k·t), Halbwertszeit t½ = ln2/k ist konzentrationsunabhängig; 2. Ordnung: 1/c(t) = 1/c0 + k·t.

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

RGT-Regel: Temperaturerhöhung um 10 K steigert die Geschwindigkeit etwa um Faktor 2 bis 4, weil der Anteil der Moleküle mit E ≥ Ea stark zunimmt.

Katalyse senkt Ea durch alternativen Reaktionsweg, ohne ΔH oder Gleichgewichtslage zu verändern; Katalysator wird regeneriert (homogen/heterogen).

Stoßtheorie: wirksame Stöße erfordern ausreichende Energie und günstige Orientierung; die Aktivierungsenergie Ea ist die Mindestenergie für einen erfolgreichen Stoß.

Energiediagramm: exotherm, wenn E(Produkte) < E(Edukte); die Aktivierungsenergie der Rückreaktion ist um |ΔH| größer als die der Hinreaktion.

Heterogene Katalyse an Oberflächen: Adsorption, Reaktion, Desorption; Geschwindigkeit steigt mit der spezifischen Oberfläche, Vergiftung des Katalysators senkt sie.

Erster Hauptsatz: ΔU = q + w; bei konstantem Druck gilt ΔH = qp, und ΔH = ΔU + Δn·R·T für Gase.

Satz von Hess: Reaktionsenthalpie ist Summe der Enthalpien der Teilschritte; Standardbildungsenthalpie von Elementen im Standardzustand ist null.

Entropie S ist ein Maß der Unordnung; ΔS > 0 bei Gasbildung, Auflösen von Salzen oder Erwärmung; ΔS < 0 bei Ordnungszunahme.

Gibbs-Helmholtz: ΔG = ΔH − T·ΔS; spontan, wenn ΔG < 0; im Gleichgewicht ΔG = 0 und ΔG° = −R·T·ln K.

Exotherm allein genügt nicht für Spontaneität; endotherme Prozesse (z. B. Verdampfen, Lösen von NH4NO3) laufen ab, wenn ΔS positiv und T·ΔS > ΔH.

Quantenzahlen: n (Schale), l (0 bis n−1), m (−l bis +l), ms (±½); Pauli-Prinzip und Hund-Regel bestimmen die Besetzung der Orbitale.

Elektronenkonfiguration nach Aufbauprinzip (Madelung): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p; Ausnahmen bei Cr und Cu durch halb- bzw. ganzgefüllte d-Unterschale.

Periodensystem: Atomradius nimmt von links nach rechts ab und von oben nach unten zu; Ionisierungsenergie und Elektronegativität steigen nach rechts und nach oben.

Bindungstypen: Ionenbindung durch Elektronentransfer (Gitterenergie nach Coulomb), kovalente Bindung durch Elektronenpaarüberlappung, Metallbindung durch delokalisiertes Elektronengas.

VSEPR/EPA-Modell: Elektronenpaarabstoßung bestimmt die Geometrie; vier Bindungspaare tetraedrisch (109,5°), zwei freie Paare am O ergeben gewinkelte H2O-Struktur (104,5°).