«11C» Formelsammlung zur 2. Schulaufgabe «PDF», «POD»

0.0.1 ↑ Formelsammlung zur 2. Schulaufgabe (Fietz-powered)

0.0.1.1 ↑ Protolysereaktionen

• Ionenprodukt des Wassers: K_{\mathrm{W}} = c(\mathrm{H_3O^+})c(\mathrm{OH^-}) = 10^{-14} \frac{\mathrm{mol}^2}{\mathrm{l}^2}$K_{\text{W}}=c\left(\text{H˙3Oˆ+}\right)c\left(\text{OHˆ-}\right)=10^{-14}\frac{{\text{mol}}^2}{{\text{l}}^2}$

• Säurekonstante: K_{\mathrm{s}} = \dfrac{c(\mathrm{H_3O^+})c(\mathrm{A^-})}{c(\mathrm{HA})}$K_{\text{s}}=\frac{c\left(\text{H˙3Oˆ+}\right)c\left(\text{Aˆ-}\right)}{c\left(\text{HA}\right)}$

• Basenkonstante: K_{\mathrm{b}} = \dfrac{c(\mathrm{OH^-})c(\mathrm{HA})}{c(\mathrm{A^-})}$K_{\text{b}}=\frac{c\left(\text{OHˆ-}\right)c\left(\text{HA}\right)}{c\left(\text{Aˆ-}\right)}$

• pK_{\mathrm{s}} = -\lg K_{\mathrm{s}}$p{K}_{\text{s}}=-lg{K}_{\text{s}}$

  pK_{\mathrm{b}} = -\lg K_{\mathrm{b}}$p{K}_{\text{b}}=-lg{K}_{\text{b}}$

• K_{\mathrm{s}} \cdot K_{\mathrm{b}} = pK_{\mathrm{s}} + pK_{\mathrm{b}} = 14$K_{\text{s}}\cdot K_{\text{b}}=p{K}_{\text{s}}+p{K}_{\text{b}}=14$

• Bei starken Säuren (pK_{\mathrm{s}} < 3,\!5$p{K}_{\text{s}}<3,5$): pH = -\lg c_0(\mathrm{HA})$pH=-lg{c}_0\left(\text{HA}\right)$

  Bei schwachen Säuren (pK_{\mathrm{s}} > 3,\!5$p{K}_{\text{s}}>3,5$): pH = \frac{1}{2}\left[pK_{\mathrm{s}} - \lg c_0(\mathrm{HA})\right]$pH=\frac{1}{2}\left[p{K}_{\text{s}}-lg{c}_0\left(\text{HA}\right)\right]$

  Analog bei Basen

• Puffersystem-pH: pH = pK_{\mathrm{s}} - \lg \dfrac{c(\mathrm{HA})}{c(\mathrm{A^-})}$pH=p{K}_{\text{s}}-lg\frac{c\left(\text{HA}\right)}{c\left(\text{Aˆ-}\right)}$ (Henderson-Hasselbalch-Gleichung)

  Am Halbäquivalenzpunkt: äquimolare Mengen (c(\mathrm{HA}) = c(\mathrm{A^-})$c\left(\text{HA}\right)=c\left(\text{Aˆ-}\right)$), Pufferwirkung optimal

• Hyperventilation: Normalerweise hat man immer \mathrm{CO_2}$\text{CO˙2}$ im Blut, was das Blut saurer macht. Atmet man nun zu schnell zu viel aus, geht das \mathrm{CO_2}$\text{CO˙2}$ weg und das Blut wird zu alkalisch. Abhilfe: Tüte über Kopf, damit atmet man sein eigenes \mathrm{CO_2}$\text{CO˙2}$ wieder ein und gut ist.

0.0.1.2 ↑ Redoxreaktion

• "Edle" Elemente werden selbst reduziert, sind also Oxidationsmittel, und haben ein positiveres (größeres) E^0$E^0$ (Beispiel: \mathrm{Ag}/\mathrm{Ag^+}$\text{Ag}∕\text{Agˆ+}$)

  "Unedle" Elemente werden selbst oxidiert, sind also Reduktionsmittel, und haben ein negativeres (kleineres) E^0$E^0$ (Beispiel: \mathrm{Zn}/\mathrm{Zn^{2+}}$\text{Zn}∕\text{Znˆ2+}$)

• Galvanisches Element: Zwei Halbzellen, elektrisch leitend verbunden

• Daniell-Element: \mathrm{Zn}/\mathrm{Zn^{2+}} // \mathrm{Cu}/\mathrm{Cu^{2+}}$\text{Zn}∕\text{Znˆ2+}∕∕\text{Cu}∕\text{Cuˆ2+}$

• Standardpotential: \mathrm{H_2} + 2\mathrm{H_2O} \leftrightharpoons 2\mathrm{H_3O^+} + 2e^-$\text{H˙2}+2\text{H˙2O}\leftrightharpoons 2\text{H˙3Oˆ+}+2e^{-}$

• U = E(\text{Akzeptor-Halbzelle = Reduktions-Halbzelle}) - E(\text{Donator-Halbzelle = Oxidationshalbzelle})$U=E\left(\text{Akzeptor-Halbzelle = Reduktions-Halbzelle}\right)-E\left(\text{Donator-Halbzelle = Oxidationshalbzelle}\right)$

• U > 0$U>0$: Reaktion läuft spontan ab

  U < 0$U<0$: Reaktion läuft nicht spontan ab

• Nutzbare Energie: \left[\Delta G\right] = \left[-UzQ = -Uz 96485 \frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}}\right] = \frac{\mathrm{J}}{\mathrm{mol}}$\left[\Delta G\right]=\left[-UzQ=-Uz96485\frac{\text{C}}{\text{mol}}\right]=\frac{\text{J}}{\text{mol}}$

• \Delta G < 0$\Delta G<0$: Exergonische Reaktion

  \Delta G > 0$\Delta G>0$: Endergonische Reaktion

• E = E^0 + \dfrac{0,\!059 \mathrm{V}}{z} \lg \dfrac{c(\text{Oxidierte Ionen})}{c(\text{Reduzierte Ionen})}$E=E^0+\frac{0,059\text{V}}{z}lg\frac{c\left(\text{Oxidierte Ionen}\right)}{c\left(\text{Reduzierte Ionen}\right)}$

• U = 0,\!059 \mathrm{V} \cdot \lg \dfrac{c_1}{c_2}$U=0,059\text{V}\cdot lg\frac{c_1}{c_2}$

• pH-Abhängigkeit dann, wenn in der Endform \mathrm{H_3O^+}$\text{H˙3Oˆ+}$/\mathrm{OH^-}$\text{OHˆ-}$-Ionen dabei sind

  E = E^0 - \dfrac{0,\!059 \mathrm{V}}{z} \cdot pH$E=E^0-\frac{0,059\text{V}}{z}\cdot pH$

• Zersetzungsspannung: (Theoretische) Spannung für die Elektrolyse

• Abscheidungsspannung: Die wirklich benötigte Spannung, E_{\mathrm{Ab}} = E_{\mathrm{Zersetz}} + E_{\mathrm{"Uber}}$E_{\text{Ab}}=E_{\text{Zersetz}}+E_{\text{”Uber}}$

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