Teil 1: Makromolekulare Stoffe – Proteine

Amino-Gruppe

  • Definition: Die Amino-Gruppe ist eine funktionelle Gruppe mit der chemischen Formel –NH₂. Sie ist basisch und kann ein Proton (H⁺) aufnehmen.
  • Beispiel: In der Aminosäure Glycin ist die Amino-Gruppe mit einem zentralen Kohlenstoffatom verbunden: H₂N–CH₂–COOH.
  • Typischer Kontext: Amino-Gruppen sind verantwortlich für die Basizität von Aminosäuren und spielen eine zentrale Rolle bei der Bildung von Peptidbindungen (Proteinen).

Zwitterion

  • Definition: Ein Zwitterion ist ein Molekül, das gleichzeitig positiv und negativ geladene Gruppen besitzt, aber insgesamt elektrisch neutral ist.
  • Beispiel: Eine Aminosäure im isoelektrischen Punkt (z. B. Glycin):
    NH₃⁺–CH₂–COO⁻ → Zwitterion mit +1 und −1 Ladung.
  • Hinweis: Im wässrigen Medium liegt eine Aminosäure meist als Zwitterion vor.

Primär-, Sekundär-, Tertiär-, Quartärstruktur

  • Definition:
    • Primärstruktur: Die lineare Sequenz der Aminosäuren im Protein.
    • Sekundärstruktur: Regelmäßige Faltungen wie α-Helix oder β-Faltblatt, stabilisiert durch Wasserstoffbrücken.
    • Tertiärstruktur: Räumliche Anordnung der gesamten Polypeptidkette.
    • Quartärstruktur: Zusammenlagerung mehrerer Untereinheiten (z. B. Hämoglobin).
  • Beispiel: Insulin besteht aus zwei Ketten, die durch Disulfidbrücken verbunden sind – Quartärstruktur.
  • Wichtig: Struktur bestimmt Funktion! Denaturierung zerstört Sekundär- und Tertiärstruktur → Funktionsverlust.

Kondensation und Hydrolyse

  • Kondensation: Zwei Moleküle verbinden sich unter Abspaltung von Wasser.
    Beispiel: Bildung einer Peptidbindung: NH₂–CHR–COOH + NH₂–CHR’–COOH → NH₂–CHR–CO–NH–CHR’–COOH + H₂O
  • Hydrolyse: Spaltung einer Verbindung durch Wasser. Beispiel: Abbau von Proteinen im Magen durch Enzyme.
  • Merksatz: „Kondensation baut auf, Hydrolyse baut ab.“

Peptidbindung

  • Definition: Eine Amidbindung zwischen der Amino-Gruppe einer Aminosäure und der Carboxy-Gruppe einer anderen.
    NH₂–CHR–COOH + H₂N–CHR’–COOH → NH₂–CHR–CO–NH–CHR’–COOH + H₂O
  • Eigenschaften: Planar, polar, stabil.
  • Beispiel: Kette von Aminosäuren = Polypeptid = Protein.

Essenzielle Aminosäuren

  • Definition: Aminosäuren, die der Körper nicht selbst herstellen kann und die mit der Nahrung aufgenommen werden müssen.
  • Beispiele: Leucin, Lysin, Methionin.
  • Hinweis: Besonders wichtig bei veganer Ernährung und in der Wachstumsphase.

Asymmetrisch substituiertes Kohlenstoff-Atom

  • Definition: Ein Kohlenstoffatom, das vier verschiedene Substituenten trägt → chirales Zentrum.
  • Beispiel: In fast allen Aminosäuren (außer Glycin) ist das α-C-Atom asymmetrisch.
  • Konsequenz: Es gibt zwei Enantiomere (D- und L-Formen).

Enantiomer

  • Definition: Zwei Moleküle mit gleicher Summenformel und Struktur, die sich wie Bild und Spiegelbild verhalten und nicht zur Deckung gebracht werden können.
  • Beispiel: L-Alanin und D-Alanin.
  • Biologische Bedeutung: Enzyme erkennen meist nur eine Form – in der Natur fast nur L-Aminosäuren.

α-L- und α-D-Aminosäure

  • Definition: α-Aminosäuren haben die Aminogruppe am α-C-Atom (direkt neben der COOH-Gruppe); L- und D bezeichnen die absolute Konfiguration.
  • Beispiel: L-Alanin – NH₂ links in Fischer-Projektion; D-Alanin – NH₂ rechts.
  • Hinweis: In biologischen Proteinen kommen nur α-L-Aminosäuren vor.

 

 

 

 

Teil 2:  Kunststoffe

Monomer, Makromolekül, Polymer

  • Monomer: Ein kleines, reaktives Molekül, das sich wiederholt an andere Monomere binden kann.
    Beispiel: Ethen (C₂H₄) ist ein Monomer für Polyethylen.
  • Makromolekül: Ein sehr großes Molekül, das aus vielen sich wiederholenden Einheiten besteht (z. B. ein Polymer).
  • Polymer: Ein Makromolekül, das durch wiederholte Verknüpfung von Monomeren entsteht.
    Beispiel: Polyvinylchlorid (PVC) aus Vinylchlorid.

Elektrophil, elektrophiler Angriff, Polarisierung, Übergangskomplex, heterolytische Spaltung, Carbenium-Ion

  • Elektrophil: Teilchen, das Elektronen „liebt“ – es sucht Elektronendichte und reagiert mit Nukleophilen.
    Beispiel: H⁺, NO₂⁺, AlCl₃.
  • Elektrophiler Angriff: Ein Mechanismus, bei dem ein Elektrophil ein π-Elektronenpaar eines Moleküls (z. B. eines Alkens) angreift.
  • Polarisierung: Verschiebung der Elektronendichte in einer Bindung – führt zu Partialladungen.
  • Übergangskomplex: Kurzlebiger Zustand zwischen Edukt und Produkt, in dem neue Bindungen teilweise ausgebildet sind.
  • Heterolytische Spaltung: Eine Bindung wird so gespalten, dass beide Elektronen einem Atom bleiben.
    Beispiel: H–Cl → H⁺ + Cl⁻
  • Carbenium-Ion (Carbokation): Ein Kation mit einem dreifach gebundenen Kohlenstoffatom, das ein Elektronenoktett unterschreitet.
    Beispiel: CH₃⁺

Veresterung, Kondensationsreaktion

  • Veresterung: Reaktion von Carbonsäure + Alkohol → Ester + Wasser
    Beispiel: Essigsäure + Ethanol → Ethylacetat + H₂O
  • Kondensationsreaktion: Allgemeine Reaktion, bei der zwei Moleküle unter Abspaltung von Wasser (oder HCl etc.) verknüpft werden.
    Beispiel: Bildung von Nylon aus Diamin + Dicarbonsäure.

Polymerisat, Polykondensat

  • Polymerisat: Produkt einer Additionspolymerisation – ohne Abspaltung kleiner Moleküle.
    Beispiel: Polyethylen.
  • Polykondensat: Produkt einer Kondensationsreaktion, bei der Nebenprodukte wie Wasser entstehen.
    Beispiel: Polyester, Polyamide (Nylon).

Pyrolyse, Hydrolyse

  • Pyrolyse: Thermische Zersetzung organischer Verbindungen ohne Sauerstoff.
    Beispiel: Cracken von langkettigen Kohlenwasserstoffen.
  • Hydrolyse: Spaltung einer Verbindung durch Reaktion mit Wasser.
    Beispiel: Abbau eines Esters zu Carbonsäure + Alkohol.

Schwimm-Sink-Verfahren

  • Definition: Trennmethode für Kunststoffe aufgrund ihrer unterschiedlichen Dichte in Flüssigkeit.
    Beispiel: Polyethylen (schwimmt), PVC (sinkt).
  • Bedeutung: Wird beim Kunststoffrecycling eingesetzt, um verschiedene Plastiksorten zu sortieren.

Startradikal, homolytische Spaltung, Initiation, Kettenstart, Monomer-Radikal, Kettenwachstum, Kettenabbruch

  • Startradikal: Ein hochreaktives Teilchen mit ungepaartem Elektron, das die Polymerisation startet.
    Beispiel: •OH, •CH₃
  • Homolytische Spaltung: Eine Bindung wird so gespalten, dass jedes Atom ein Elektron behält.
    Beispiel: Cl₂ → 2 Cl•
  • Initiation (Kettenstart): Bildung des ersten Monomer-Radikals durch Reaktion des Startradikals mit einem Monomer.
  • Monomer-Radikal: Ein Monomer mit einem ungepaarten Elektron → kann mit weiteren Monomeren reagieren.
  • Kettenwachstum: Reaktion des aktiven Radikals mit weiteren Monomeren → Wachstum der Polymerkette.
  • Kettenabbruch: Zwei Radikale treffen sich → Polymer wächst nicht weiter.
    Beispiel: R• + R• → R–R

Copolymere

  • Definition: Polymere, die aus mehreren verschiedenen Monomeren bestehen.
    🧪 Beispiel: Styrol-Butadien-Kautschuk (SBR) – ein synthetischer Gummi.
  • Eigenschaft: Eigenschaften können gezielt variiert werden (z. B. Flexibilität, Härte).

Nucleophil, nucleophiler Angriff

  • Nucleophil: Ein Teilchen, das ein freies Elektronenpaar besitzt und ein Elektrophil angreifen kann.
    🧪 Beispiel: OH⁻, NH₃, Cl⁻
  • Nucleophiler Angriff: Reaktion, bei der ein Nucleophil ein Elektronenpaar auf ein Elektrophil überträgt.

Amid-Gruppe

  • Definition: Funktionelle Gruppe –CONH₂ oder –CO–NH– innerhalb von Polyamiden oder Proteinen.
  • Beispiel: In Nylon oder Peptidbindungen: R–CO–NH–R’
  • Bedeutung: Amide sind stabil, aber hydrolysierbar unter sauren oder basischen Bedingungen.

 

 

 

Teil 3:  Chemisches Gleichgewicht

Aktivierungsenergie

  • Definition: Die Mindestenergie, die Teilchen aufbringen müssen, um eine Reaktion auszulösen.
  • Einheit: kJ/mol.
  • Beispiel: Die Zündung von Methan benötigt eine Flamme → Aktivierungsenergie.
  • Hinweis: Ein Katalysator senkt die Aktivierungsenergie, ohne selbst verbraucht zu werden.

Offenes, geschlossenes, isoliertes System

  • Offenes System: Stoff- und Energieaustausch möglich (z. B. kochender Topf ohne Deckel).
  • Geschlossenes System: Nur Energieaustausch möglich, kein Stoffaustausch (z. B. Topf mit Deckel).
  • Isoliertes System: Kein Stoff- und kein Energieaustausch (z. B. idealer Thermobehälter).
  • Bedeutung: Für thermodynamische Berechnungen wichtig zur Bestimmung der Energieflüsse.

Molare Standardenthalpien

➡ Enthalpien immer bezogen auf Standardbedingungen: 298 K (25 °C), 101,3 kPa, 1 mol Substanz.

  • Reaktionsenthalpie (ΔH°): Wärmemenge, die bei einer Reaktion unter Standardbedingungen aufgenommen oder abgegeben wird.
  • Bildungsenthalpie (ΔHf°): Enthalpie, die bei der Bildung 1 mol Verbindung aus den Elementen entsteht.
  • Lösungsenthalpie (ΔHsolv°): Enthalpieänderung beim Lösen einer Substanz.
  • Verbrennungsenthalpie (ΔHcomb°): Enthalpie, die bei vollständiger Verbrennung von 1 mol Stoff freigesetzt wird.

🧪Beispiel: ΔHf°(H₂O, flüssig) = –285,8 kJ/mol

Spezifische Wärmekapazität

  • Definition: Energie, die benötigt wird, um 1 g einer Substanz um 1 °C zu erwärmen.
  • Einheit: J/(g·K)
  • Beispiel: Wasser: c = 4,18 J/(g·K) → sehr hohe Wärmespeicherkapazität.
  • Typische Formel:   Q = m · c · ΔT

Kennzeichnung der Reaktanden mit (s), (l), (g), (aq)

  • (s) – Feststoff (solid), z. B. NaCl(s)
  • (l) – Flüssigkeit (liquid), z. B. H₂O(l)
  • (g) – Gas (gaseous), z. B. CO₂(g)
  • (aq) – in Wasser gelöst (aqueous), z. B. Na⁺(aq)

🧪 Bedeutung: Essenziell für thermodynamische Rechnungen, da Aggregatzustände Energie mit beeinflussen (z. B. Schmelz-/Verdampfungsenthalpien).

Ion-Dipol-Wechselwirkungen

  • Definition: Elektrostatische Anziehung zwischen einem Ion und einem polaren Molekül (meist Wasser).
  • Beispiel: Na⁺–H₂O, Cl⁻–H₂O in Kochsalzlösung.
  • Bedeutung: Erklärt die hohe Löslichkeit vieler Salze in Wasser.

Gitter- und Hydratationsenthalpie

  • Gitterenthalpie (ΔHgitt): Energie, die beim Aufbau eines Ionengitters frei wird (exotherm) – oder aufgebracht werden muss, um es zu zerlegen (endotherm).
  • Hydratationsenthalpie (ΔHhyd): Energie, die bei der Umhüllung von Ionen durch Wassermoleküle frei wird (exotherm).
  • Beispiel: Lösung von NaCl in Wasser = ΔHsolv = ΔHgitt + ΔHhyd

Kristallwasser

  • Definition: Wasser, das in einem Ionenkristall fest gebunden ist.
  • Formel: CuSO₄·5H₂O (Kupfersulfat-Pentahydrat)
  • Hinweis: Beim Erhitzen verdampft Kristallwasser → Substanz wird „wasserfrei“ (anhydrat).

Exergonisch, Endergonisch

  • Exergonisch: Reaktionen, bei denen freie Energie frei wird (ΔG < 0) → freiwillig ablaufend.
  • Endergonisch: Reaktionen, die freie Energie benötigen (ΔG > 0) → nicht spontan.
  • Beispiel: Zellatmung ist exergonisch; Photosynthese endergonisch.

Freie molare Standardreaktionsenthalpie (ΔG°)

  • Definition: Änderung der Gibbs-Energie unter Standardbedingungen (298 K, 1 bar, 1 mol).
  • Formel: ΔG = ΔH – T·ΔS
  • Bedeutung: Kriterium für Spontaneität.
    ➡️ ΔG < 0 → freiwillig, ΔG > 0 → nicht freiwillig.

Freie molare Standardbildungsenthalpie

  • Definition: Gibbs-Energie (ΔGf°), die bei der Bildung von 1 mol einer Substanz aus den Elementen unter Standardbedingungen entsteht.
  • Beispiel: ΔGf°(CO₂, g) = –394 kJ/mol
  • Bedeutung: Wird verwendet zur Berechnung von ΔG für Gesamtreaktionen.

 

Teil 4:  Säure-Base-Reaktionen

Brønsted-Säure, Brønsted-Base

  • Definition (nach Brønsted-Lowry):
    • Säure = Protonendonator (gibt H⁺ ab),
    • Base = Protonenakzeptor (nimmt H⁺ auf).
  • Beispiele:
    • HCl ist eine Säure: HCl → H⁺ + Cl⁻
    • NH₃ ist eine Base: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
  • Hinweis: Eine Reaktion findet immer zwischen Säure und Base gleichzeitig statt!

Protonendonator, Protonenakzeptor

  • Protonendonator = Brønsted-Säure → gibt H⁺ ab.
    Beispiel: CH₃COOH (Essigsäure) gibt H⁺ ab.
  • Protonenakzeptor = Brønsted-Base → nimmt H⁺ auf.
    Beispiel: OH⁻ oder NH₃

Korrespondierende Säure-Base-Paare

  • Definition: Jede Säure hat eine konjugierte Base und umgekehrt.
  • Beispiel:
    • HCl / Cl⁻
    • NH₄⁺ / NH₃
  • Reaktion: NH₄⁺ + OH⁻ ⇌ NH₃ + H₂O

Oxonium-Ion (H₃O⁺)

  • Definition: Das Ion, das entsteht, wenn ein Proton (H⁺) an ein Wassermolekül bindet. H₂O + H⁺ → H₃O⁺
  • Bedeutung: Repräsentiert „freie“ H⁺-Ionen im Wasser.
  • pH-Wert ist direkt vom [H₃O⁺]-Gehalt abhängig: pH = –log[H₃O⁺]

Amphoter, Ampholyt

  • Amphoter: Stoffe, die sowohl als Säure als auch als Base reagieren können.
  • Beispiel: H₂O, HCO₃⁻, Aminosäuren
  • Typischer Fall:
    • H₂O + HCl → H₃O⁺ + Cl⁻ (H₂O als Base)
    • H₂O + NH₃ → OH⁻ + NH₄⁺ (H₂O als Säure)

Neutralisationstitration

  • Definition: Quantitative Reaktion zwischen Säure und Base, bei der H⁺ und OH⁻ zu Wasser reagieren.
  • Zweck: Konzentration (c) einer Säure/Base bestimmen.
  • Formel:
    n(Säure) = n(Base) → c₁·V₁ = c₂·V₂
  • Beispiel: Salzsäure (unbekannt) mit NaOH titrieren.

Umschlagpunkt

  • Definition: pH-Wert, bei dem ein Indikator sichtbar seine Farbe wechselt.
  • Beispiel: Phenolphthalein wechselt bei pH ~8,2–10 von farblos zu pink.
  • Hinweis: Umschlagpunkt ≠ Äquivalenzpunkt! Nur bei starker Säure + starker Base identisch.

Äquivalenzpunkt

  • Definition: Punkt bei der Titration, an dem Stoffmenge Base = Stoffmenge Säure.
  • Graphisch: Steiler Anstieg im pH-Titrationsdiagramm.
  • Beispiel: HCl + NaOH → Äquivalenzpunkt bei pH = 7

Neutralpunkt

  • Definition: pH = 7 → neutral.
  • Nur bei Titration von starker Säure mit starker Base ist Äquivalenzpunkt = Neutralpunkt!
  • Bei schwachen Säuren: Äquivalenzpunkt > 7
    Bei schwachen Basen: Äquivalenzpunkt < 7

Halbäquivalenzpunkt

  • Definition: Punkt bei pH-Titration, bei dem die Hälfte der Säure neutralisiert wurde.
  • Besonders bei Pufferlösungen wichtig: pH = pKₐ
  • Beispiel: Puffer aus Essigsäure/Acetat → pH = pKₐ(CH₃COOH) ≈ 4,76

Ligand, Zentralteilchen, koordinative Bindung

  • Ligand: Teilchen mit freiem Elektronenpaar → kann koordinative Bindung eingehen.
  • Zentralteilchen: Meist ein Metall-Ion, z. B. Fe³⁺
  • Koordinative Bindung: Bindung, bei der beide Elektronen vom Liganden stammen.

🧪 Beispiel: [Cu(H₂O)₄]²⁺ – Kupferkomplex mit 4 Wasserliganden.

 

 

Teil 5:  Indikatorfarbstoffe & Farbigkeit

Elektromagnetisches Spektrum

  • Definition: Gesamtheit aller elektromagnetischen Wellen – geordnet nach Wellenlänge oder Frequenz.
  • Bereiche: Radiowellen, Mikrowellen, IR, sichtbares Licht, UV, Röntgenstrahlen etc.
  • Sichtbarer Bereich: ca. 400–750 nm (violett bis rot).
  • Bedeutung in der Chemie: Nur im sichtbaren Bereich (und UV) treten Farbwirkungen auf.

Absorption, Reflexion

  • Absorption: Aufnahme von Licht durch ein Molekül oder Atom. → Führt zur Anregung von Elektronen.
  • Reflexion: Licht wird zurückgeworfen → erzeugt Farbeindruck.
  • Beispiel: Wenn rotes Licht absorbiert wird, erscheint die Substanz grün (Komplementärfarbe).

Absorptionsspektrum, Absorptionsmaximum

  • Absorptionsspektrum: Graph, der zeigt, welche Wellenlängen ein Stoff absorbiert.
  • Absorptionsmaximum (λmax): Wellenlänge, bei der die stärkste Absorption auftritt.
  • Beispiel: β-Carotin zeigt bei ca. 450 nm ein Maximum → es erscheint orange.

Anregungsenergie

  • Definition: Energiemenge, die nötig ist, um ein Elektron auf ein höheres Energieniveau zu heben.
  • Formel:
    ΔE = h·ν = h·c/λ
  • Beispiel: Sichtbare Farbe entsteht, wenn ΔE im Bereich des sichtbaren Lichts liegt.

Konjugiertes Doppelbindungssystem

  • Definition: Abfolge von wechselnden Einfach- und Doppelbindungen, die π-Elektronen delokalisieren.
  • Beispiel: β-Carotin mit 11 konjugierten Doppelbindungen.
  • Bedeutung: Je mehr konjugierte Doppelbindungen, desto niedriger die Anregungsenergie → Farbe verschiebt sich ins Rote (bathochromer Effekt).

Chromophor, auxochrome und antiauxochrome Gruppen

  • Chromophor: Strukturelles Element im Molekül, das Licht absorbiert → farbgebend.
  • Auxochrome Gruppe: Verstärkt die Farbwirkung durch Elektronendonationen (z. B. –OH, –NH₂).
  • Antiauxochrome Gruppe: Entzieht Elektronendichte (z. B. –NO₂).
  • Beispiel: Azofarbstoffe mit Chromophor –N=N– und Auxochrom –OH.

Mesomere Effekte

  • Definition: Verlagerung von π-Elektronen innerhalb eines Moleküls → Resonanzstruktur.
  • Effekte:
    • +M-Effekt: z. B. –OH, –NH₂ geben Elektronen in das π-System.
    • –M-Effekt: z. B. –NO₂, –COOH ziehen Elektronen ab.
  • Bedeutung: Beeinflusst die Farbverschiebung und Stabilität farbiger Moleküle.

Delokalisierte π-Elektronen

  • Definition: π-Elektronen, die über mehrere Atome verteilt sind – nicht nur zwischen zwei Atomen gebunden.
  • Beispiel: Benzolring oder Polymethin-Ketten in Farbstoffen.
  • Bedeutung: Delokalisierung senkt Anregungsenergie → Farbigkeit.

Bathochromer, hypsochromer Effekt

  • Bathochromer Effekt („Rotverschiebung“): Verschiebung des Absorptionsmaximums zu längeren Wellenlängen (niedrigere Energie). → z. B. durch mehr konjugierte Doppelbindungen.
  • Hypsochromer Effekt („Blauverschiebung“): Verschiebung zu kürzeren Wellenlängen (höhere Energie).
  • Beispiel: Durch Methylierung kann ein Farbstoff bathochrom verschoben werden.

Indikatorsäure, Indikatorbase

  • Definition: pH-sensitive Farbstoffe, die als schwache Säuren/Basen vorliegen.
  • Farbwechsel basiert auf: Gleichgewicht zwischen Indikatorsäure (HIn) und konjugierter Base (In⁻).
  • Beispiel:
    • Phenolphthalein: farblos (HIn) ↔ pink (In⁻)
    • Methylorange: rot (HIn) ↔ gelb (In⁻)

 

Teil 6:  Redoxreaktionen

Elektronengas, Valenzelektronen

  • Valenzelektronen: Die Elektronen in der äußersten Schale eines Atoms, die für chemische Reaktionen verantwortlich sind.
  • Elektronengas: Modell für die frei beweglichen Elektronen in Metallen – sie bilden eine Art „Gas“ zwischen positiven Metallionen.
  • Beispiel: In Metallbindungen wie bei Kupfer oder Aluminium.

Oxidation, Reduktion, korrespondierende Redoxpaare

  • Oxidation: Abgabe von Elektronen.
  • Reduktion: Aufnahme von Elektronen.
  • Redoxpaar: Ein Stoff in oxidierter und reduzierter Form.
  • Beispiel:
    Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (Oxidation)
    Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (Reduktion)
    Redoxpaare: Zn/Zn²⁺ und Cu²⁺/Cu

Oxidationsmittel, Reduktionsmittel

  • Oxidationsmittel: Nimmt Elektronen auf → oxidiert anderen Stoff, wird selbst reduziert.
  • Reduktionsmittel: Gibt Elektronen ab → reduziert anderen Stoff, wird selbst oxidiert.
  • Beispiel:
    • KMnO₄ ist ein starkes Oxidationsmittel.
    • Zn ist ein Reduktionsmittel.

Elektronen-Donator, Elektronen-Akzeptor

  • Elektronen-Donator = Reduktionsmittel (gibt e⁻ ab)
  • Elektronen-Akzeptor = Oxidationsmittel (nimmt e⁻ auf)
  • Beispiel:
    In der Reaktion Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
    Zn = Donator, Cu²⁺ = Akzeptor

Oxidationszahl

  • Definition: Gedachter Ladungswert, den ein Atom hätte, wenn alle Bindungen vollständig ionisch wären.
  • Zweck: Verfolgen von Elektronenverschiebungen.
  • Regeln (kurz):
    • Elemente: OZ = 0 (z. B. O₂, H₂)
    • Fluor immer –1, Sauerstoff meist –2
    • Summe der OZ in Molekülen = Ladung des Moleküls
  • Beispiel:
    H₂O → H = +1, O = –2
    KMnO₄ → Mn = +7

Disproportionierung, Synproportionierung

  • Disproportionierung: Ein Element oxidiert und reduziert sich selbst gleichzeitig.
    🧪 Beispiel:
    Cl₂ + H₂O → HCl + HClO
    (Cl von 0 → –1 und 0 → +1)
  • Synproportionierung: Zwei Verbindungen desselben Elements mit unterschiedlicher Oxidationszahl reagieren zu einer mittleren OZ. 🧪 Beispiel:
    Fe²⁺ + Fe³⁺ → 2 Fe²,₅⁺ (in Feststoffmischungen)

 

 

Teil 7:  Elektrochemie

 

Elektrochemische Doppelschicht

  • Definition: Grenzfläche zwischen einer Elektrode und der elektrolytischen Lösung. Sie besteht aus:
    • Innerer Schicht: fest anliegende Ionen.
    • Äußerer Schicht: lose anliegende, bewegliche Ionen (diffus).
  • Bedeutung: Entstehung der Spannung in galvanischen Zellen.

Elektrochemische Elektrode

  • Definition: Elektrode, an der eine Redoxreaktion abläuft.
  • Arten:
    • Redox-Elektrode: z. B. Zn/Zn²⁺
    • Inert-Elektrode: z. B. Pt bei Fe³⁺/Fe²⁺-Redoxpaar
  • Beispiel: Zinkelektrode in Daniell-Element: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (Oxidation)

Donator- und Akzeptor-Halbzelle

  • Donator-Halbzelle: Hier findet die Oxidation statt → e⁻ werden abgegeben (Anode).
  • Akzeptor-Halbzelle: Hier findet die Reduktion statt → e⁻ werden aufgenommen (Kathode).
  • Beispiel:
    Zn/Zn²⁺ = Donator-Halbzelle,
    Cu²⁺/Cu = Akzeptor-Halbzelle im Daniell-Element.

Kathode, Anode

  • Kathode:
    • Ort der Reduktion
    • e⁻ werden aufgenommen
  • Anode:
    • Ort der Oxidation
    • e⁻ werden abgegeben
  • 💡 Merksatz: „Anox – Redkat“ (Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion)
  • Beispiel: In der Galvanik wird das Werkstück zur Kathode – dort scheidet sich Metall ab.

Elektrolysezelle

  • Definition: Eine Zelle, in der durch elektrische Energie eine nicht-spontane chemische Reaktion erzwungen wird.
  • Beispiel:
    Elektrolyse von NaCl:
    2 NaCl (schmelze) → 2 Na + Cl₂

Konzentrationszelle

  • Definition: Elektrochemische Zelle, bei der beide Halbzellen aus demselben Redoxpaar bestehen, aber mit unterschiedlicher Konzentration.
  • Spannung entsteht durch: Konzentrationsunterschied.
  • Beispiel: Cu(s)/Cu²⁺(1 M) || Cu²⁺(0,01 M)/Cu(s)

Überspannung

  • Definition: Extra-Spannung, die zusätzlich zur theoretisch berechneten Spannung notwendig ist, um eine Reaktion zu erzwingen (meist Gasentwicklung).
  • Beispiel: H₂-Entwicklung an einer Platin-Elektrode erfordert höhere Spannung als erwartet.
  • Bedeutung: Muss in der Elektrolysetechnik berücksichtigt werden!

Zersetzungsspannung

  • Definition: Minimalspannung, die notwendig ist, um eine Elektrolyse zu starten.
  • Beispiel: Elektrolyse von Wasser erfordert etwa 1,23 V → reale Zersetzungsspannung ~1,5–1,8 V wegen Überspannung.

Typischer Prüfungsstoff in LK Chemie:

  • Aufstellen von Zellreaktionen.
  • Berechnung der Zellspannung (EMK):
    E° = E°(Kathode) – E°(Anode)
  • Elektrolyseprodukte abhängig von Konzentration, Spannung und Elektrodenmaterial.