Sachsen-Anhalt Abitur Chemistry key terms

Gleichung, die den Gleichgewichtszustand einer reversiblen Reaktion beschreibt: Das Produkt der Konzentrationen der Produkte, jeweils potenziert mit ihrem stöchiometrischen Koeffizienten, geteilt durch das entsprechende Produkt der Edukte, ist bei gegebener Temperatur konstant.

Zahlenwert des Massenwirkungsgesetzes für eine bestimmte Reaktion bei einer bestimmten Temperatur. Große Werte zeigen eine Lage auf der Produktseite an, kleine Werte auf der Eduktseite; die Einheit hängt von der Stöchiometrie ab.

Derselbe Quotient wie bei Kc, aber mit den aktuellen, nicht den Gleichgewichtskonzentrationen gebildet. Der Vergleich von Q mit K zeigt, in welche Richtung die Reaktion freiwillig abläuft.

Regel, nach der ein System im Gleichgewicht einer Störung (Konzentrations-, Druck- oder Temperaturänderung) so ausweicht, dass die Störung abgeschwächt wird. Bei Temperaturänderung verschiebt sich zusätzlich der Zahlenwert von K.

Ionenprodukt des Wassers: Kw = c(H3O+) · c(OH−). Bei 25 °C beträgt es 1,0 · 10⁻¹⁴ mol²/L², woraus in reinem Wasser c(H3O+) = c(OH−) = 10⁻⁷ mol/L folgt.

Negativer dekadischer Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration in mol/L. Er beschreibt die Acidität einer wässrigen Lösung; ein Sinken um eine Einheit bedeutet die zehnfache Oxoniumkonzentration.

Negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante Ks. Je kleiner der Wert, desto stärker die Säure. Für das korrespondierende Basenpaar gilt pKs + pKb = 14 bei 25 °C.

Negativer dekadischer Logarithmus der Basenkonstante Kb einer Base in Wasser. Er gibt an, wie stark die Base Protonen aufnimmt; kleine Werte kennzeichnen starke Basen.

Teilchen, das je nach Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base wirken kann, etwa HCO3− oder H2O. Ampholyte bilden in wässriger Lösung einen pH-Wert nahe dem Mittelwert ihrer beiden pKs-Werte.

Gemisch aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base, das den pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen starker Säure oder Base nur wenig ändert. Die Pufferkapazität ist im Bereich pH = pKs am größten.

Zusammenhang pH = pKs + log(c(Base)/c(Säure)) für ein Puffersystem. Sie erlaubt, aus dem Verhältnis von Säure und konjugierter Base den pH-Wert zu berechnen und umgekehrt.

Reaktion einer Säure mit einer Base unter Bildung von Wasser und Salz. Die Reaktion ist exotherm; Äquivalenzpunkt und Titrationskurve hängen von Stärke und Konzentration der beteiligten Partner ab.

Maßanalytisches Verfahren, bei dem eine Maßlösung bekannter Konzentration bis zum Äquivalenzpunkt zugegeben wird. Aus dem Verbrauch wird über die Stöchiometrie die unbekannte Konzentration der Probelösung berechnet.

Gleichung, die Oxidation und Reduktion gemeinsam bilanziert: Massenausgleich, Ladungsausgleich und Elektronenausgleich müssen stimmen. In saurer Lösung wird mit H3O+ und H2O, in basischer mit OH− und H2O ergänzt.

Vorgang, bei dem ein Teilchen Elektronen abgibt und seine Oxidationszahl steigt. Das abgebende Teilchen heißt Reduktionsmittel, weil es den Reaktionspartner reduziert.

Vorgang, bei dem ein Teilchen Elektronen aufnimmt und seine Oxidationszahl sinkt. Das aufnehmende Teilchen wirkt als Oxidationsmittel gegenüber dem Reaktionspartner.

Formale Ladung, die ein Atom in einer Verbindung hätte, wenn alle Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeordnet würden. Sie dient zum Erkennen von Redoxvorgängen und zum Aufstellen von Teilgleichungen.

Anordnung aus zwei Halbzellen, in der eine freiwillige Redoxreaktion elektrische Energie liefert. Anode und Kathode sind räumlich getrennt, die Elektronen fließen über den äußeren Stromkreis.

Referenzelektrode mit einer Platinelektrode in einer Lösung von c(H3O+) = 1 mol/L, die mit Wasserstoffgas bei 101,3 kPa umspült wird. Ihr Potential wird per Konvention auf 0,00 V festgelegt.

Spannung einer Halbzelle gegenüber der Standardwasserstoffelektrode, gemessen unter Standardbedingungen. Positivere Werte bedeuten stärkere Oxidationswirkung des betreffenden Redoxpaares.

Gleichung, die das Elektrodenpotential von der Konzentration der beteiligten Ionen abhängig macht: E = E° + (0,059 V / z) · log(c(Ox)/c(Red)) bei 25 °C. Sie erklärt auch die Spannung einer Konzentrationszelle.

Erzwungene Redoxreaktion in einer Elektrolysezelle, die durch eine angelegte Spannung angetrieben wird. Die Zersetzungsspannung muss mindestens der Zellspannung der Gegenreaktion plus Überspannung entsprechen.

Zusätzliche Spannung, die über das thermodynamisch berechnete Potential hinaus nötig ist, damit eine Elektrodenreaktion mit merklicher Geschwindigkeit abläuft. Sie ist besonders bei der Wasserstoff- und Sauerstoffabscheidung bedeutsam.

Zusammenhang zwischen Ladungsmenge und Stoffumsatz bei der Elektrolyse: Die abgeschiedene Stoffmenge ist proportional zur geflossenen Ladung Q = I · t und zur molaren Masse, umgekehrt proportional zur Ladungszahl z.

Elektrochemischer Angriff eines Metalls durch seine Umgebung, bei dem das Metall als Anode oxidiert wird. Bei Eisen entsteht in Gegenwart von Sauerstoff und Feuchtigkeit Rost, wobei Wassertropfen als Elektrolyt wirken.

Kurzgeschlossene galvanische Zelle auf einer Metalloberfläche, bei der unterschiedlich belüftete oder unterschiedlich beanspruchte Bereiche Anode und Kathode bilden. Der Effekt beschleunigt die Korrosion erheblich.

Verfahren, bei dem das zu schützende Metall zur Kathode gemacht wird, etwa durch Verbinden mit einem unedleren Metall als Opferanode. Das geschützte Metall wird dann nicht oxidiert.

Änderung der Konzentration eines Edukts oder Produkts pro Zeiteinheit, meist in mol/(L·s) angegeben. Sie wird durch Konzentration, Temperatur, Katalysator und Zerteilungsgrad beeinflusst.

Mathematischer Zusammenhang zwischen Reaktionsgeschwindigkeit und den Konzentrationen der beteiligten Stoffe, etwa v = k · c(A)^m · c(B)^n. Die Exponenten werden experimentell bestimmt, nicht aus der Reaktionsgleichung abgelesen.

Summe der Exponenten im experimentell ermittelten Zeitgesetz. Bei einer Reaktion erster Ordnung ist die Geschwindigkeit proportional zur Konzentration eines Edukts, bei zweiter Ordnung zum Quadrat oder zum Produkt zweier Konzentrationen.

Zeit, in der die Konzentration eines Edukts auf die Hälfte ihres Anfangswertes sinkt. Bei Reaktionen erster Ordnung ist sie unabhängig von der Anfangskonzentration und gleich ln2/k.

Faustregel, nach der eine Temperaturerhöhung um 10 K die Reaktionsgeschwindigkeit etwa verdoppelt bis vervierfacht. Ursache ist der größere Anteil an Teilchen mit ausreichender Aktivierungsenergie.

Mindestenergie, die Teilchen beim Stoß aufbringen müssen, damit eine Reaktion abläuft. Sie entspricht der Höhe der Energiebarriere zwischen Edukten und Übergangszustand im Energiediagramm.

Stoff, der die Aktivierungsenergie eines Reaktionswegs senkt und dadurch die Geschwindigkeit erhöht, ohne selbst verbraucht zu werden. Er verändert weder die Lage des Gleichgewichts noch die Reaktionsenthalpie.

Wärmemenge, die ein System bei konstantem Druck mit der Umgebung austauscht. Eine negative Reaktionsenthalpie kennzeichnet exotherme, eine positive endotherme Reaktionen; ΔH wird kalorimetrisch oder über Bindungsenergien bestimmt.

Maß für die Zahl der möglichen Anordnungen eines Systems, also für dessen Unordnung. Bei konstanter Temperatur gilt ΔS = Qrev/T; zunehmende Unordnung, etwa beim Verdampfen, erhöht die Entropie.

Größe G = H − T·S, deren Änderung die Freiwilligkeit einer Reaktion bei konstantem Druck und konstanter Temperatur bestimmt. ΔG < 0 bedeutet freiwilligen Ablauf, ΔG = 0 beschreibt den Gleichgewichtszustand.

Regel, nach der die Reaktionsenthalpie unabhängig vom Weg nur von Anfangs- und Endzustand abhängt. Dadurch lassen sich unbekannte Enthalpien aus bekannten Teilreaktionen addieren, etwa bei Verbrennungs- oder Bildungsenthalpien.

Reaktionsmechanismus, bei dem ein Elektrophil an eine Doppelbindung addiert und zunächst ein Carbokation entsteht. Anschließend greift ein Nucleophil an; die Regel von Markownikow beschreibt die bevorzugte Orientierung.

Bei der Addition von HX an ein unsymmetrisches Alken wird das Wasserstoffatom bevorzugt an das wasserstoffreichere Kohlenstoffatom gebunden. Das stabilere, stärker substituierte Carbokation bildet sich schneller.

Positiv geladenes Kohlenstoffatom mit nur drei Bindungen und sechs Valenzelektronen. Seine Stabilität steigt mit der Zahl der Alkylgruppen, weil diese durch Hyperkonjugation und Induktion Elektronendichte liefern.

Austausch eines Abgangsgruppe durch ein Nucleophil am gesättigten Kohlenstoff. Der SN2-Weg verläuft synchron über einen Übergangszustand mit Inversion, der SN1-Weg über ein Carbokation mit Racemisierung.

Atomgruppe in einem Molekül, die dessen chemische Eigenschaften und Reaktionsverhalten prägt, etwa Hydroxy-, Carbonyl-, Carboxy- oder Aminogruppe. Sie bestimmt auch zwischenmolekulare Wechselwirkungen und damit Siedepunkte und Löslichkeit.

C=O-Gruppierung in Aldehyden und Ketonen. Der Kohlenstoff ist elektrophil, weshalb Nucleophile angreifen können; Aldehyde werden dabei leichter oxidiert als Ketone.

Verbindung aus einer Carbonsäure und einem Alkohol unter Wasserabspaltung, mit der Gruppierung R–COO–R′. Die Bildung ist eine Gleichgewichtsreaktion, die durch Entfernen des Wassers oder Überschuss eines Partners verschoben werden kann.

Amidbindung zwischen der Carboxygruppe einer Aminosäure und der Aminogruppe einer zweiten, gebildet unter Wasserabspaltung. Mehrere Peptidbindungen verknüpfen Aminosäuren zu Peptiden und Proteinen.

Molekül mit mindestens einer Amino- und einer Carboxygruppe; in Proteinen kommen 20 proteinogene α-Aminosäuren vor. In wässriger Lösung liegen sie als Zwitterionen vor und können als Ampholyte wirken.

pH-Wert, bei dem die Nettoladung eines Ampholyts wie einer Aminosäure null ist. Dort wandert das Molekül in der Elektrophorese nicht, und die Löslichkeit erreicht oft ein Minimum.

Modellvorstellung, nach der Elektronen im Atom nur bestimmte diskrete Energieniveaus besetzen können. Übergänge zwischen diesen Niveaus erfolgen durch Absorption oder Emission von Photonen passender Energie.

Räumlicher Bereich um den Atomkern, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält, beschrieben durch die Quantenzahlen n, l, m und s. Orbitale können maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen.

Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die Orbitale, notiert nach dem Aufbauprinzip, der Hund-Regel und dem Pauli-Prinzip. Sie erklärt Periodizität und typische Ionenladungen.

Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Bindung Elektronen an sich zu ziehen. Sie steigt innerhalb einer Periode nach rechts und sinkt innerhalb einer Gruppe nach unten.

Gleichgewichtsreaktion zwischen Carbonsäure und Alkohol unter Wasserabspaltung zu einem Ester. Als Katalysator dient meist eine starke Säure; die Ausbeute lässt sich durch Wasserentzug erhöhen.