Sachsen-Anhalt Abitur Chemistry flashcards

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Massenwirkungsgesetz

Für aA + bB ⇌ cC + dD gilt K = c(C)^c·c(D)^d / (c(A)^a·c(B)^b) bei konstanter Temperatur. Reine Feststoffe und Wasser erscheinen nicht im Ausdruck.

Le Chatelier Prinzip

Ein Gleichgewicht weicht einer Störung aus: Zugabe eines Edukts, Druckerhöhung bei Gasen oder Temperaturänderung verschiebt die Lage so, dass die Störung abgeschwächt wird.

pKs-Wert

Negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante Ka: pKs = −lg Ka. Kleiner pKs bedeutet starke Säure; für ein konjugiertes Paar in Wasser gilt pKs + pKb = 14.

Henderson-Hasselbalch-Gleichung

pH = pKa + lg(c(A−)/c(HA)) für einen Puffer aus schwacher Säure und ihrer konjugierten Base. Bei gleichen Konzentrationen ist der pH gleich dem pKa.

Löslichkeitsprodukt

Gleichgewichtskonstante einer gesättigten Salzlösung, z. B. KL = c(Ag+)·c(Cl−) für AgCl. Ein Niederschlag entsteht, wenn das Ionenprodukt den KL-Wert überschreitet.

Pufferlösung

Mischung aus schwacher Säure und konjugierter Base, die Zugaben von Säure oder Base weitgehend abfängt. Die Pufferkapazität ist im Bereich pH = pKa ± 1 am größten.

Galvanische Zelle

Anordnung zweier Halbzellen, in der eine freiwillige Redoxreaktion elektrische Energie liefert. Oxidation an der Anode, Reduktion an der Kathode; ΔE = E(Kathode) − E(Anode).

Standardpotential

Reduktionspotential einer Halbzelle unter Standardbedingungen, bezogen auf die Wasserstoffelektrode mit E° = 0,00 V. Positivere Werte kennzeichnen das edlere, leichter reduzierbare Redoxpaar.

Nernst-Gleichung

E = E° + (0,059 V/z)·lg(c(Ox)/c(Red)) bei 25 °C. Sie beschreibt, wie die Konzentrationen das Potential einer Halbzelle und damit die Zellspannung verändern.

Elektrolyse

Erzwungene Redoxreaktion durch eine äußere Spannungsquelle. Die Kathode ist der Minuspol, an dem reduziert wird; die Anode ist der Pluspol, an dem oxidiert wird.

Faraday-Gesetze

Die abgeschiedene Stoffmenge ist proportional zur Ladungsmenge: n = I·t/(z·F) und m = M·I·t/(z·F). F ist die Faraday-Konstante mit 96485 C/mol.

Sauerstoffkorrosion

Lokalelement auf Eisen: Anodenbereich Fe → Fe2+ + 2 e−, Kathodenbereich O2 + 2 H2O + 4 e− → 4 OH−. Es entsteht Rost aus Eisen(II)- und Eisen(III)-hydroxiden.

Kathodischer Korrosionsschutz

Verbindung des zu schützenden Eisens mit einem unedleren Metall wie Zink oder Magnesium. Das unedlere Metall wird als Opferanode oxidiert, Eisen bleibt reduziert.

Zersetzungsspannung

Mindestspannung für eine Elektrolyse. Sie ergibt sich aus der Differenz der Abscheidungspotentiale plus Überspannungen, besonders bei der Wasserstoffabscheidung.

Radikalische Substitution

Kettenreaktion von Alkanen mit Halogenen unter UV-Licht: Start durch Homolyse, Kettenfortpflanzung über Radikale, Abbruch durch Rekombination. Die Selektivität folgt der Radikalstabilität.

Elektrophile Addition

Addition an eine C=C-Doppelbindung, bei der ein Elektrophil zuerst angreift. Nach Markownikow entsteht das stabilere Carbokation, also das Produkt mit dem Halogen am höher substituierten Kohlenstoff.

SN1-Mechanismus

Zweistufige nukleophile Substitution: erst langsame Abspaltung der Abgangsgruppe zum Carbokation, dann schneller Angriff des Nukleophils. Typisch für tertiäre Substrate; Racemisierung möglich.

SN2-Mechanismus

Einsteiger konzertierter Angriff des Nukleophils von der Rückseite unter gleichzeitiger Abspaltung der Abgangsgruppe. Typisch für primäre Substrate; die Konfiguration wird umgekehrt.

Markownikow-Regel

Bei der Addition von HX an ein unsymmetrisches Alken lagert sich das Wasserstoffatom an den Kohlenstoff mit mehr Wasserstoffatomen an, weil das stabilere Carbokation entsteht.

Fehling-Probe

Nachweis reduzierender Zucker und von Aldehyden: Die blaue Kupfer(II)-Lösung wird zu rotem Kupfer(I)-oxid reduziert. Saccharose reagiert nicht, Glucose und Fructose schon.

Fischer-Veresterung

Säurekatalysierte Gleichgewichtsreaktion von Carbonsäure und Alkohol zu Ester und Wasser. Wasserentzug oder Alkoholüberschuss verschiebt das Gleichgewicht zum Ester.

Peptidbindung

Amidbindung –CO–NH– zwischen Carboxylgruppe und Aminogruppe zweier Aminosäuren unter Wasserabspaltung. Mehrere Peptidbindungen verknüpfen Aminosäuren zu Proteinen.

Reaktionsgeschwindigkeit

Änderung der Konzentration pro Zeit, v = −Δc(Edukt)/Δt = Δc(Produkt)/Δt. Die Einheit ist mol·L−1·s−1; die Geschwindigkeit nimmt mit der Konzentration der Edukte ab.

Reaktionsordnung

Summe der Exponenten im experimentell ermittelten Zeitgesetz v = k·c(A)^m·c(B)^n. Sie lässt sich nicht aus der Bruttogleichung ableiten, sondern nur durch Messung bestimmen.

Halbwertszeit erster Ordnung

Zeit, nach der die Konzentration auf die Hälfte gesunken ist: t½ = ln2/k ≈ 0,693/k. Sie ist bei Reaktionen erster Ordnung unabhängig von der Anfangskonzentration.

Arrhenius-Gleichung

k = A·e^(−Ea/(R·T)) verknüpft Geschwindigkeitskonstante, Aktivierungsenergie und Temperatur. Die Auftragung ln k gegen 1/T ergibt eine Gerade mit der Steigung −Ea/R.

RGT-Regel

Eine Temperaturerhöhung um 10 K erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit meist um den Faktor 2 bis 4, weil deutlich mehr Moleküle die Aktivierungsenergie überschreiten.

Katalysator

Stoff, der die Aktivierungsenergie durch einen alternativen Reaktionsweg senkt und danach unverändert vorliegt. Er verändert weder die Reaktionsenthalpie noch die Gleichgewichtslage.

Satz von Hess

Die Enthalpie einer Gesamtreaktion ist die Summe der Enthalpien beliebiger Teilschritte. Standardbildungsenthalpien von Elementen im Standardzustand sind definitionsgemäß null.

Gibbs-Helmholtz-Gleichung

ΔG = ΔH − T·ΔS entscheidet über die Spontaneität: negativ bedeutet freiwillig, null bedeutet Gleichgewicht. Bei ΔG° = −R·T·ln K folgt die Gleichgewichtskonstante.

Hund-Regel

Orbitale gleicher Energie werden bei der Besetzung zunächst einfach mit parallelem Spin besetzt, bevor Paarung erfolgt. Das erklärt die Elektronenkonfigurationen von Stickstoff und Sauerstoff.

Elektronegativität

Maß der Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen. Sie steigt im Periodensystem von links nach rechts und von unten nach oben; Fluor hat den höchsten Wert.