Energetik: Der erste Hauptsatz der Thermodynamik

Dieser Abschnitt befasst sich mit dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik und dessen Anwendung in der Chemie. Er ist besonders wichtig für die Chemie Abitur Zusammenfassung PDF.

Definition: Die innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uch und der thermischen Energie Uth.

Es wird betont, dass der Absolutbetrag der inneren Energie nicht bestimmt werden kann, sondern nur die Änderung zwischen zwei Zuständen (ΔU). Die Bedingungen für eine Änderung der inneren Energie werden erläutert:

1. Wärmeaufnahme oder -abgabe aus der/an die Umgebung
2. Arbeit, die am System verrichtet wird oder die das System an der Umgebung verrichtet

Highlight: Energie kann weder verbraucht noch neu geschaffen, sondern nur umgewandelt werden.

Der Abschnitt enthält detaillierte Erklärungen und Formeln für verschiedene Arten von Enthalpie, die für das Chemie Abitur 2023 Niedersachsen Aufgaben relevant sind:

• Lösungsenthalpie
• Reaktionsenthalpie
• Bildungsenthalpie
• Verdampfungsenthalpie
• Neutralisationsenthalpie
• Verbrennungsenthalpie

Diese Konzepte werden durch Tafelbild-Darstellungen und Formeln veranschaulicht, was besonders hilfreich für visuelle Lerner ist und eine gute Ergänzung zu Chemie Abitur Lernzettel darstellt.

p2: Redoxreaktionen: Redoxreihe der Metalle: Die Redoxreihe der Metalle ordnet die Metalle nach ihrer Reaktivität. Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab und desto stärker ist es als Reduktionsmittel. Unedle Metalle verdrängen edlere Metalle aus ihren Salzlösungen. Beispiel: Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu Zn -> Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- -> Cu Elektrochemische Spannungsreihe: Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet die Redoxpaare nach ihrem Standardpotential E°. Je positiver das Standardpotential, desto edler ist das Metall und desto stärker ist es als Oxidationsmittel. Je negativer das Standardpotential, desto unedler ist das Metall und desto stärker ist es als Reduktionsmittel. Das Standardpotential E° ist die Spannung, die sich zwischen einer Halbzelle und der Normalwasserstoffelektrode unter Standardbedingungen einstellt. Standardbedingungen: 25°C, 101,3 kPa, Ionenkonzentration 1 mol/L Normalwasserstoffelektrode (NHE): Platinelektrode, die von Wasserstoffgas (p = 101,3 kPa) umspült wird und in eine 1-molare Salzsäure taucht. 2 H+ + 2e- <-> H2 E° = 0,00 V Daniell-Element: Besteht aus einer Zink-Halbzelle und einer Kupfer-Halbzelle. Zn-Halbzelle: Zn -> Zn2+ + 2e- E° = -0,76 V Cu-Halbzelle: Cu2+ + 2e- -> Cu E° = +0,34 V Gesamtreaktion: Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu Zellspannung: E° = E°(Cu2+/Cu) - E°(Zn2+/Zn) = 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V Elektrochemische Korrosion: Korrosion ist die Zerstörung von Metallen durch chemische oder elektrochemische Reaktionen mit Bestandteilen der Umgebung. Voraussetzungen für elektrochemische Korrosion:

• Anwesenheit eines Elektrolyten (z.B. Wasser)
• Lokale Potentialunterschiede auf der Metalloberfläche
• Sauerstoff Beispiel: Rostbildung bei Eisen Anodische Teilreaktion: Fe -> Fe2+ + 2e- Kathodische Teilreaktion: O2 + 2 H2O + 4e- -> 4 OH- Gesamtreaktion: 2 Fe + O2 + 2 H2O -> 2 Fe(OH)2 Weiterreaktion: 4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O -> 4 Fe(OH)3 Korrosionsschutz:
• Beschichtungen (z.B. Lacke, Kunststoffe)
• Kathodischer Schutz (z.B. Opferanoden aus unedleren Metallen)
• Legierungen (z.B. rostfreier Stahl) Elektrolyse: Elektrolyse ist die Zersetzung einer chemischen Verbindung durch elektrischen Strom. Beispiel: Elektrolyse von Natriumchlorid-Lösung Anodische Teilreaktion: 2 Cl- -> Cl2 + 2e- Kathodische Teilreaktion: 2 H2O + 2e- -> H2 + 2 OH- Gesamtreaktion: 2 NaCl + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 + Cl2 Faradaysche Gesetze:

1. Faradaysches Gesetz: Die bei der Elektrolyse abgeschiedene Stoffmenge ist proportional zur geflossenen Ladungsmenge.
2. Faradaysches Gesetz: Bei gleicher Ladungsmenge werden an verschiedenen Elektroden äquivalente Mengen verschiedener Stoffe abgeschieden. Formel: m = (M * I * t) / (z * F) m: abgeschiedene Masse M: molare Masse I: Stromstärke t: Zeit z: Ladungszahl F: Faraday-Konstante (96485 C/mol)

p3: Energetik: Reaktionsgeschwindigkeit: Die Reaktionsgeschwindigkeit v gibt an, wie schnell sich die Konzentration eines Stoffes pro Zeiteinheit ändert. v = - Δc / Δt (für Edukte) v = + Δc / Δt (für Produkte) Einheit: mol/(L*s) Einflussfaktoren auf die Reaktionsgeschwindigkeit:

1. Konzentration der Reaktionspartner
2. Temperatur
3. Druck (bei Gasen)
4. Zerteilungsgrad (bei Feststoffen)
5. Katalysatoren RGT-Regel (Reaktionsgeschwindigkeit-Temperatur-Regel): Eine Erhöhung der Temperatur um 10 K verdoppelt bis vervierfacht die Reaktionsgeschwindigkeit. Arrhenius-Gleichung: k = A * e^(-EA / (R*T)) k: Geschwindigkeitskonstante A: Frequenzfaktor EA: Aktivierungsenergie R: allgemeine Gaskonstante T: absolute Temperatur Katalysatoren: Katalysatoren sind Stoffe, die die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Wirkungsweise:

• Herabsetzen der Aktivierungsenergie
• Bereitstellen einer alternativen Reaktionsroute Arten von Katalysatoren:

1. Homogene Katalyse: Katalysator und Reaktionspartner in gleicher Phase
2. Heterogene Katalyse: Katalysator und Reaktionspartner in unterschiedlichen Phasen
3. Enzymkatalyse: Biokatalysatoren Chemisches Gleichgewicht: Ein chemisches Gleichgewicht ist ein dynamischer Zustand, in dem die Hin- und Rückreaktion mit gleicher Geschwindigkeit ablaufen. Kennzeichen:

• Konstante Konzentrationen der beteiligten Stoffe
• Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig ab
• Von beiden Seiten erreichbar Massenwirkungsgesetz (MWG): Für eine allgemeine Reaktion aA + bB <-> cC + dD gilt: K = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b) K: Gleichgewichtskonstante [X]: Konzentration des Stoffes X im Gleichgewicht Le Chatelier-Prinzip: Wird ein System im Gleichgewicht gestört, so reagiert es so, dass die Störung abgeschwächt wird. Einflussfaktoren auf das chemische Gleichgewicht:

1. Konzentration: Erhöhung der Konzentration eines Stoffes verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der Seite, auf der dieser Stoff nicht vorkommt.
2. Temperatur: Temperaturerhöhung verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion.
3. Druck: Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der Seite mit dem kleineren Volumen.
4. Katalysatoren: Beeinflussen nur die Einstellungsgeschwindigkeit des Gleichgewichts, nicht aber die Lage. Beispiel: Haber-Bosch-Verfahren N2 + 3 H2 <-> 2 NH3 ΔH < 0 Optimale Bedingungen:

• Temperatur: 400-450°C (Kompromiss zwischen Kinetik und Thermodynamik)
• Druck: 200-300 bar
• Katalysator: Eisen Löslichkeitsprodukt: Das Löslichkeitsprodukt KL ist das Produkt der Ionenkonzentrationen eines schwerlöslichen Salzes in einer gesättigten Lösung. Beispiel: Für AgCl <-> Ag+ + Cl- gilt: KL = [Ag+] * [Cl-] Löslichkeit s: s = √(KL / ν+ν-) ν+, ν-: stöchiometrische Faktoren der Ionen Ionenprodukt des Wassers: KW = [H3O+] * [OH-] = 10^-14 mol²/L² (bei 25°C) pH-Wert: pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 (bei 25°C)

p4: Säure-Base-Reaktionen: Säure-Base-Theorien:

1. Arrhenius-Theorie: Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung Protonen (H+) abgeben. Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung Hydroxid-Ionen (OH-) abgeben.
2. Brønsted-Lowry-Theorie: Säuren sind Protonendonatoren. Basen sind Protonenakzeptoren.
3. Lewis-Theorie: Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren. Basen sind Elektronenpaardonatoren. Säure-Base-Paare: Ein Säure-Base-Paar besteht aus einer Säure und ihrer konjugierten Base oder einer Base und ihrer konjugierten Säure. Beispiel: HCl + H2O <-> H3O+ + Cl- Säure1 Base2 Säure2 Base1 Säurestärke: Die Säurestärke wird durch die Säurekonstante KS ausgedrückt: KS = ([H3O+] * [A-]) / [HA] pKS = -log KS Je kleiner der pKS-Wert, desto stärker ist die Säure. Basenstärke: Die Basenstärke wird durch die Basenkonstante KB ausgedrückt: KB = ([BH+] * [OH-]) / [B] pKB = -log KB Je kleiner der pKB-Wert, desto stärker ist die Base. Zusammenhang zwischen KS und KB: pKS + pKB = 14 (bei 25°C) Autoprotolyse des Wassers: 2 H2O <-> H3O+ + OH- KW = [H3O+] * [OH-] = 10^-14 mol²/L² (bei 25°C) pH-Wert: pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 (bei 25°C) Puffersysteme: Puffer sind Lösungen, die den pH-Wert bei Zugabe geringer Mengen starker Säuren oder Basen nahezu konstant halten. Zusammensetzung: schwache Säure + Salz der konjugierten Base oder schwache Base + Salz der konjugierten Säure Beispiel: Essigsäure/Acetat-Puffer CH3COOH + CH3COONa Pufferwirkung:
4. Zugabe von H+: CH3COO- + H+ -> CH3COOH
5. Zugabe von OH-: CH3COOH + OH- -> CH3COO- + H2O Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKS + log([A-] / [HA]) Pufferkapazität: Die Pufferkapazität gibt an, wie viel Säure oder Base zugegeben werden kann, bevor sich der pH-Wert merklich ändert. Maximale Pufferkapazität: [Säure] = [konjugierte Base] Titration: Titration ist ein Verfahren zur quantitativen Bestimmung von Säuren oder Basen. Ablauf:
6. Vorlage der zu bestimmenden Lösung
7. Zugabe eines geeigneten Indikators
8. Tropfenweise Zugabe der Maßlösung bis zum Farbumschlag des Indikators
9. Berechnung der Konzentration Titrationskurven:
10. Starke Säure - starke Base: S-förmiger Verlauf, steiler Anstieg am Äquivalenzpunkt
11. Schwache Säure - starke Base: abgeflachter Verlauf, Pufferbereich vor dem Äquivalenzpunkt
12. Schwache Base - starke Säure: abgeflachter Verlauf, Pufferbereich vor dem Äquivalenzpunkt Indikatoren: Indikatoren sind schwache organische Säuren oder Basen, die ihre Farbe in Abhängigkeit vom pH-Wert ändern. Beispiele:

• Phenolphthalein: farblos (sauer) -> pink (basisch), Umschlagsbereich: pH 8,2 - 10,0
• Methylorange: rot (sauer) -> gelb (basisch), Umschlagsbereich: pH 3,1 - 4,4
• Bromthymolblau: gelb (sauer) -> blau (basisch), Umschlagsbereich: pH 6,0 - 7,6 Wahl des Indikators: Der Umschlagsbereich des Indikators sollte möglichst nahe am Äquivalenzpunkt der Titration liegen.

p5: Organische Chemie: Kohlenwasserstoffe:

1. Alkane: Allgemeine Summenformel: CnH2n+2 Homologe Reihe: Methan, Ethan, Propan, Butan, Pentan, ... Nomenklatur:
   • Längste Kohlenstoffkette bestimmen
   • Verzweigungen als Alkylgruppen benennen
   • Position der Alkylgruppen durch Zahlen angeben Beispiel: 2,3-Dimethylpentan Isomerie: Strukturisomerie (gleiche Summenformel, unterschiedlicher Aufbau) Eigenschaften:
   • Unpolar
   • Schlecht löslich in Wasser
   • Niedrige Schmelz- und Siedepunkte
   • Brennbar Reaktionen:
   • Verbrennung: CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2 -> n CO2 + (n+1) H2O
   • Substitution: Halogenierung (Radikalischer Mechanismus)
2. Alkene: Allgemeine Summenformel: CnH2n Charakteristisch: C=C Doppelbindung Nomenklatur:
   • Endung "-en"
   • Position der Doppelbindung durch Zahl angeben Beispiel: 2-Methylbut-2-en Isomerie:
   • Strukturisomerie
   • cis-trans-Isomerie (geometrische Isomerie) Eigenschaften:
   • Unpolar
   • Reaktiver als Alkane Reaktionen:
   • Addition: z.B. Halogenierung, Hydrierung
   • Polymerisation
3. Alkine: Allgemeine Summenformel: CnH2n-2 Charakteristisch: C≡C Dreifachbindung Nomenklatur:
   • Endung "-in"
   • Position der Dreifachbindung durch Zahl angeben Beispiel: Pent-2-in Eigenschaften:
   • Unpolar
   • Sehr reaktiv Reaktionen:
   • Addition: z.B. Halogenierung, Hydrierung
4. Aromaten: Charakteristisch: Benzolring (C6H6) Nomenklatur:
   • Substituenten alphabetisch ordnen
   • Position der Substituenten durch Zahlen oder ortho (1,2), meta (1,3), para (1,4) angeben Beispiel: 1,3-Dimethylbenzol oder m-Xylol Eigenschaften:
   • Planar
   • Besonders stabil (Resonanzenergie) Reaktionen:
   • Elektrophile aromatische Substitution Funktionelle Gruppen:
5. Alkohole (-OH): Nomenklatur: Endung "-ol" Beispiel: Propan-1-ol Eigenschaften:
   • Polar
   • Wasserstoffbrückenbindungen
   • Höhere Siedepunkte als entsprechende Alkane Reaktionen:
   • Oxidation zu Aldehyden/Ketonen/Carbonsäuren
   • Eliminierung zu Alkenen
6. Aldehyde (-CHO): Nomenklatur: Endung "-al" Beispiel: Propanal Eigenschaften:
   • Polar
   • Charakteristischer Geruch Reaktionen:
   • Oxidation zu Carbonsäuren
   • Reduktion zu primären Alkoholen
7. Ketone (-CO-): Nomenklatur: Endung "-on" Beispiel: Propan-2-on (Aceton) Eigenschaften:
   • Polar
   • Oft angenehmer Geruch Reaktionen:
   • Reduktion zu sekundären Alkoholen
8. Carbonsäuren (-COOH): Nomenklatur: Endung "-säure" Beispiel: Propansäure Eigenschaften:
   • Stark polar
   • Sauer
   • Dimerisierung durch Wasserstoffbrücken Reaktionen:
   • Veresterung mit Alkoholen
   • Salzbildung mit Basen
9. Ester (-COO-): Nomenklatur: Name der Alkoholgruppe + Name der Säuregruppe + "ester" Beispiel: Ethylethanoat Eigenschaften:
   • Oft fruchtiger Geruch
   • Unpolar Reaktionen:
   • Hydrolyse zu Alkohol und Carbonsäure
10. Amine (-NH2, -NHR, -NR2): Nomenklatur: Endung "-amin" Beispiel: Propan-1-amin Eigenschaften:
    • Basisch
    • Oft unangenehmer Geruch Reaktionen:
    • Salzbildung mit Säuren Isomerie:
11. Strukturisomerie: Gleiche Summenformel, unterschiedlicher Aufbau
12. Stereoisomerie: a) Geometrische Isomerie (cis-trans): Bei Doppelbindungen oder Cycloalkanen b) Optische Isomerie: Chiralität, Enantiomere Reaktionsmechanismen:
13. Radikalische Substitution: z.B. Halogenierung von Alkanen
14. Elektrophile Addition: z.B. Halogenierung von Alkenen
15. Nukleophile Substitution: z.B. SN1 und SN2 Reaktionen
16. Eliminierung: z.B. Dehydratisierung von Alkoholen
17. Elektrophile aromatische Substitution: z.B. Nitrierung von Benzol Kunststoffe:
18. Thermoplaste: Linear oder verzweigt, schmelzbar
19. Duroplaste: Stark vernetzt, nicht schmelzbar
20. Elastomere: Weitmaschig vernetzt, elastisch Polymerisation:
21. Kettenpolymerisation: z.B. Polyethylen
22. Kondensationspolymerisation: z.B. Polyamide (Nylon)
23. Additionspolymerisation: z.B. Polyurethan

p6: Analytische Methoden:

1. Chromatographie: Prinzip: Trennung von Stoffgemischen aufgrund unterschiedlicher Verteilung zwischen stationärer und mobiler Phase Arten: a) Dünnschichtchromatographie (DC):
   • Stationäre Phase: Kieselgel oder Aluminiumoxid auf Glasplatte oder Folie
   • Mobile Phase: Lösungsmittel oder Lösungsmittelgemisch
   • Auswertung: Rf-Wert = Laufstrecke Substanz / Laufstrecke Lösungsmittel b) Gaschromatographie (GC):
   • Stationäre Phase: Flüssigkeit oder Feststoff in Kapillarsäule
   • Mobile Phase: Inertgas (z.B. Helium)
   • Detektor: z.B. Flammenionisationsdetektor (FID) c) Hochleistungsflüssigkeitschromatographie (HPLC):
   • Stationäre Phase: Feste Partikel in Säule
   • Mobile Phase: Flüssigkeit unter hohem Druck
   • Detektor: z.B. UV-Detektor
2. Spektroskopie: Prinzip: Wechselwirkung von elektromagnetischer Strahlung mit Materie a) UV/Vis-Spektroskopie:
   • Anregung von Valenzelektronen
   • Wellenlängenbereich: 200-800 nm
   • Anwendung: Konzentrationsbestimmung (Lambert-Beer'sches Gesetz) b) IR-Spektroskopie:
   • Anregung von Molekülschwingungen
   • Wellenzahlbereich: 4000-400 cm^-1
   • Anwendung: Identifizierung funktioneller Gruppen c) NMR-Spektroskopie:
   • Kernspinresonanz
   • Arten: 1H-NMR, 13C-NMR
   • Anwendung: Strukturaufklärung organischer Verbindungen d) Massenspektrometrie (MS):
   • Ionisierung und Fragmentierung von Molekülen
   • Anwendung: Bestimmung der Molekülmasse und Strukturaufklärung
3. Elektrochemische Methoden: a) Potentiometrie:
   • Messung der Spannung zwischen zwei Elektroden
   • Anwendung: pH-Messung b) Konduktometrie:
   • Messung der elektrischen Leitfähigkeit
   • Anwendung: Bestimmung der Ionenkonzentration c) Voltammetrie:
   • Messung des Stroms in Abhängigkeit von der angelegten Spannung
   • Anwendung: Spurenanalytik von Metallen
4. Thermische Analysemethoden: a) Thermogravimetrie (TG):
   • Messung der Massenänderung in Abhängigkeit von der Temperatur
   • Anwendung: Untersuchung von Zersetzungsreaktionen b) Differenzthermoanalyse (DTA):
   • Messung der Temperaturdifferenz zwischen Probe und Referenz
   • Anwendung: Bestimmung von Phasenübergängen
5. Atomspektroskopie: a) Atomabsorptionsspektroskopie (AAS):
   • Absorption von Licht durch Atome im Gaszustand
   • Anwendung: Quantitative Bestimmung von Metallen b) Atomemissionsspektroskopie (AES):
   • Emission von Licht durch angeregte Atome
   • Anwendung: Qualitative und quantitative Elementanalyse
6. Röntgenbeugung (XRD):
   • Beugung von Röntgenstrahlen an Kristallgittern
   • Anwendung: Strukturaufklärung kristalliner Substanzen Qualitative Analyse:
7. Flammenfärbung:
   • Charakteristische Färbung der Flamme durch bestimmte Metalle
   • Beispiele: Natrium (gelb), Kalium (violett), Calcium (ziegelrot)
8. Nachweisreaktionen: a) Kationen:
   • Ag+: weißer Niederschlag mit Cl-
   • Fe2+: blaugrüner Niederschlag mit OH-
   • Cu2+: blauer Niederschlag mit OH- b) Anionen:
   • Cl-: weißer Niederschlag mit Ag+
   • SO42-: weißer Niederschlag mit Ba2+
   • CO32-: Gasentwicklung (CO2) mit Säuren
9. Organische Verbindungen:
   • Alkohole: Oxidation mit Cr2O72- (Orangefärbung -> Grünfärbung)
   • Aldehyde: Fehling-Probe (roter Cu2O-Niederschlag)
   • Carbonsäuren: CO2-Entwicklung mit Carbonaten Quantitative Analyse:
10. Gravimetrie:
    • Bestimmung der Masse eines Stoffes durch Fällung