=for timestamp
Di Jun 28 18:16:11 CEST 2005

=head3 Formelsammlung zur 2. Schulaufgabe (Fietz-powered)

=head4 Protolysereaktionen

=over

=item *

Ionenprodukt des Wassers: M<K_{\mathrm{W}} = c(\mathrm{H_3O^+})c(\mathrm{OH^-})
= 10^{-14} \frac{\mathrm{mol}^2}{\mathrm{l}^2}>

=item *

Säurekonstante: M<K_{\mathrm{s}} =
\dfrac{c(\mathrm{H_3O^+})c(\mathrm{A^-})}{c(\mathrm{HA})}>

=item *

Basenkonstante: M<K_{\mathrm{b}} =
\dfrac{c(\mathrm{OH^-})c(\mathrm{HA})}{c(\mathrm{A^-})}>

=item *

M<pK_{\mathrm{s}} = -\lg K_{\mathrm{s}}>

M<pK_{\mathrm{b}} = -\lg K_{\mathrm{b}}>

=item *

M<K_{\mathrm{s}} \cdot K_{\mathrm{b}} = pK_{\mathrm{s}} + pK_{\mathrm{b}} = 14>

=item *

Bei starken Säuren (M<pK_{\mathrm{s}} E<lt> 3,\!5>): M<pH = -\lg c_0(\mathrm{HA})>

Bei schwachen Säuren (M<pK_{\mathrm{s}} E<gt> 3,\!5>): M<pH =
\frac{1}{2}\left[pK_{\mathrm{s}} - \lg c_0(\mathrm{HA})\right]>

Analog bei Basen

=item *

Puffersystem-pH: M<pH = pK_{\mathrm{s}} - \lg
\dfrac{c(\mathrm{HA})}{c(\mathrm{A^-})}> (Henderson-Hasselbalch-Gleichung)

Am Halbäquivalenzpunkt: äquimolare Mengen (M<c(\mathrm{HA}) =
c(\mathrm{A^-})>), Pufferwirkung optimal

=item *

Hyperventilation: Normalerweise hat man immer M<\mathrm{CO_2}> im Blut, was das
Blut saurer macht. Atmet man nun zu schnell zu viel aus, geht das
M<\mathrm{CO_2}> weg und das Blut wird zu alkalisch. Abhilfe: Tüte über Kopf,
damit atmet man sein eigenes M<\mathrm{CO_2}> wieder ein und gut ist.

=back

=head4 Redoxreaktion

=over

=item *

"Edle" Elemente werden selbst reduziert, sind also Oxidationsmittel, und haben
ein positiveres (größeres) M<E^0> (Beispiel: M<\mathrm{Ag}/\mathrm{Ag^+}>)

"Unedle" Elemente werden selbst oxidiert, sind also Reduktionsmittel, und haben
ein negativeres (kleineres) M<E^0> (Beispiel: M<\mathrm{Zn}/\mathrm{Zn^{2+}}>)

=item *

Galvanisches Element: Zwei Halbzellen, elektrisch leitend verbunden

=item *

Daniell-Element: M<\mathrm{Zn}/\mathrm{Zn^{2+}} //
\mathrm{Cu}/\mathrm{Cu^{2+}}>

=item *

Standardpotential: M<\mathrm{H_2} + 2\mathrm{H_2O} \leftrightharpoons
2\mathrm{H_3O^+} + 2e^->

=item *

M<U = E(\text{Akzeptor-Halbzelle = Reduktions-Halbzelle}) -
E(\text{Donator-Halbzelle = Oxidationshalbzelle})>

=item *

M<U E<gt> 0>: Reaktion läuft spontan ab

M<U E<lt> 0>: Reaktion läuft nicht spontan ab

=item *

Nutzbare Energie: M<\left[\Delta G\right] = \left[-UzQ = -Uz 96485
\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}}\right] =
\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{mol}}>

=item *

M<\Delta G E<lt> 0>: Exergonische Reaktion

M<\Delta G E<gt> 0>: Endergonische Reaktion

=item *

M<E = E^0 + \dfrac{0,\!059 \mathrm{V}}{z} \lg \dfrac{c(\text{Oxidierte
Ionen})}{c(\text{Reduzierte Ionen})}>

=item *

M<U = 0,\!059 \mathrm{V} \cdot \lg \dfrac{c_1}{c_2}>

=item *

pH-Abhängigkeit dann, wenn in der Endform
M<\mathrm{H_3O^+}>/M<\mathrm{OH^-}>-Ionen dabei sind

M<E = E^0 - \dfrac{0,\!059 \mathrm{V}}{z} \cdot pH>

=item *

Zersetzungsspannung: (Theoretische) Spannung für die Elektrolyse

=item *

Abscheidungsspannung: Die wirklich benötigte Spannung, M<E_{\mathrm{Ab}} =
E_{\mathrm{Zersetz}} + E_{\mathrm{"Uber}}>

=item *

Überspannung: Die zusätzliche Spannung, die in der Realität bei Reaktionen mit
Gaspartnern nötig ist

=back