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1
Grundwissen Chemie
W
ERTIGKEIT EINES
A
TOMS
Darunter versteht man die Anzahl der Atombindungen, die ein Atom eingehen kann. Die Wer-
tigkeit leitet sich von der Anzahl der Valenzelektronen ab, die abgegeben werden können, um
die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Elemente der ersten Gruppe können ein Elektron abge-
ben, also eine Bindung eingehen. In der zweiten können zwei, in der dritten Gruppe drei Elekt-
ronen abgegeben werden. In der vierten Gruppe hängt es vom Reaktionspartner ab, ob vier E-
lektronen abgegeben oder vier aufgenommen werden. In der fünften werden dann drei, in der
sechsten zwei und in der siebten ein Elektron aufgenommen, um ein Oktett zu bilden. Die E-
delgase in der achten Gruppe sind sehr reaktionsträge und gehen normalerweise keine
Verbindungen ein.
Anhand dieser Überlegungen lässt sich folgende Wertigkeitstabelle erstellen:
Gruppe
1 2 3 4 5 6 7
Wertigkeit
I II III IV III II I
E
LEKTRONEGATIVITÄT
Darunter versteht man das Bestreben eines Atoms, innerhalb einer Bindung Elektronen anzu-
ziehen. Im Fluorwasserstoffmolekül HF ist der Elektronegativitätsunterschied der beiden Ato-
me so groß, dass das Fluoratom die Elektronenwolken so stark in seine Nähe zieht, dass es eine
negative Teilladung
-
erhält (das Wasserstoffatom erhält dadurch automatisch eine positive
Ausgleichsladung
+
, so dass das Molekül nach außen hin neutral bleibt).
Die Elektronegativität kann aus dem Periodensystem entnommen werden. (Zur Orientierung:
Für Fluor bertägt sie 4,1).
E
LEKTROCHEMISCHE
B
EGRIFFE
Anode
Pol an dem Stoffe oxidiert werden
Kathode
Pol an dem Stoffe reduziert werden
Anion
Negativ geladenes Ion (wandert zur Anode)
Kation
Positiv geladenes Ion (wandert zur Kathode)
Kationischer Komplex
Positiv geladener Komplex (bindet ein Anion)
Anionischer Komplex
Negativ geladener Komplex (bindet ein Kation)
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2
C
HEMISCHE
B
INDUNGEN
Elektronenpaarbin-
dung oder kovalente
Bindung
Atombindung, bei der sich zwei Atome ein Elektronenpaar teilen,
um die Achterschale zu erreichen.
Polare Atombindung
Sie entsteht in Molekülen, bei denen sich die Elektronegativität
der Atome stark unterscheidet. Sofern die Schwerpunkte der La-
dungen sich nicht überlagern (wie bei CCl
4
) und dadurch neutrali-
sieren, entsteht ein Dipolmolekül (z.B. bei H
2
O)
Ionenbindung (Salz)
In einer Verbindung eines Metalls und eines Nichtmetalls (z. B.
NaCl) ist der Unterschied der Elektronegativitäten so groß, dass
das Nichtmetall alle Elektronen des Bindungspartners an sich
zieht und so beide Elemente zu Ionen werden. Es entsteht ein Io-
nengitter.
Van der Waals Kräfte
Wenn sich in einem Molekül durch eine kurze Verschiebung der
Elektronenwolke plötzlich ein Dipol bildet, wird auch im Nach-
barmolekül für sehr kurze Zeit eine Ladungsverschiebung indu-
ziert. Dieser Vorgang setzt sich dann kettenreaktionsartig fort und
sorgt dadurch in eigentlich unpolaren Molekülen für elektrostati-
sche Anziehungskräfte, die die Atome fester zusammenhalten.
Wasserstoffbrücken-
bindung
In polaren Bindungen, in denen der Wasserstoff eine positive
Teilladung erhält, versucht er, diese Ladung mit den negativen
Teilladungen der anderen Atome auszugleichen. Im Fluorwasser-
stoffmolekül HF richtet er sich beispielsweise in Richtung des
leicht negativen Fluoratoms aus.
Koordinative oder da-
tive Bindung
Komplexe Bindung zweier Teilchen. Nicht besetzte Atomorbitale
werden bestmöglich aufgefüllt.
C
HEMISCHE
G
RUNDBEGRIFFE
exotherme Reaktion
Reaktion mit Energieabgabe (freiwillig)
endotherme Reaktion
Reaktion nur unter Energiezuführung
R
ADIKAL
Das ist ein Teilchen oder eine Verbindung, die ein ungepaartes Elektron besitzt (also eine unge-
rade Elektronenzahl hat) und dadurch mit allem, was ihr in den Wirkungskreis gerät, eine E-
lektronenpaarbindung eingeht.
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3
R
ED
O
X
R
EAKTIONEN
Reduktion
Elektronenaufnahme. Die Oxidationszahl eines Elementes wird
dabei erniedrigt, es wird reduziert.
Oxidation
Elektronenabgabe. Die Oxidationszahl eines Elementes wird
dabei erhöht, es wird oxidiert.
RedOx Reaktion
Reaktion mit Elektronenübergang. Ein Element wird reduziert,
das andere wird oxidiert.
Reduktionsmittel
Ein Reduktionsmittel muss Elektronen abgeben können, da-
mit diese von einem anderen Element aufgenommen werden kön-
nen, um es so zu reduzieren. Das Reduktionsmittel selbst wird
dabei oxidiert.
Oxidationsmittel
Ein Oxidationsmittel muss Elektronen aufnehmen können.
Es selbst wird dabei reduziert, das Element, vom dem die Elekt-
ronen kamen, ist oxidiert worden.
Erstellen einer RedOx Gleichung
1.) Ausschreiben der Ausgangs- und Endstoffe mit Oxidationszahlen. Ermittlung des
Oxidations- und Reduktionsschrittes.
2.) Angleichung der Anzahl der Atome, bei denen sich die Oxidationszahl verändert.
Aus einem Cl
2
Molekül werden beispielsweise 2 Cl
-
.
3.) Aufstellen der Teilgleichungen jeweils für Oxidation, beziehungsweise Reduktion.
4.) Änderungen der Oxidationszahlen durch Elektronen darstellen, beziehungsweise
erklären.
5.) Ausgleichen der Ladungen auf der linken und rechten Seite der Gleichung
a)
bei Säuren durch H
3
O
+
Ionen
b)
bei Laugen durch OH
-
Ionen
Ziel des Ausgleichs ist es, dass auf beiden Seiten der jeweiligen Teilgleichung die
selbe Ladung vorhanden ist, z.B. links und rechts +2.
6.) Stoffausgleich mit Wasser.
7.) Gesamtgleichung: gleiche Elektronenzahlen bei Oxidation und Reduktion
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4
S
TÖCHIOMETRIE
Stoffmenge n
Die Stoffmenge n gibt Auskunft über die Teilchenzahl N. Die
Einheit der Stoffmenge ist mol. Ein mol ist über die Avogadro-
konstante N
A
definiert.
N
A
= 6,022
10
23
mol
1
1 mol besteht demnach aus 6,022
10
23
Teilchen.
Außerdem gilt: N = N
A
n
Molare Masse M
Unter der molaren Masse eines Stoffes versteht man die Masse m
eines Mols des betreffenden Stoffes (also die Masse von 6,022
10
23
Teilchen des Stoffes). Sie wird im Periodensystem angegeben.
Wasserstoff hat ungefähr die molare Masse
mol
g
1
.
Es gilt:
=
mol
g
n
m
M
Absolute Atommasse
Die Einheit der Atommasse m ist u. Das ist der 12. Teil der Masse
eines Kohlenstoffatoms.
1 u = 1,6608
10
-27
kg
m(H) = 1 u
Stoffmengenkonzent-
ration c
=
l
mol
V
n
c
(1 mol in einem Liter Lösung)
P
ROTOLYSEN
/ S
ÄURE
-B
ASE
-R
EAKTIONEN
Brönsted Säure
Eine Säure ist ein Protonendonator (Spender).
Sie ist in der Lage, ein Proton (Wasserstoffteilchen) abzugeben.
HCl wird beispielsweise zu Cl
-
.
Brönsted Base
Eine Base ist ein Protonenakzeptor (Empfänger).
Sie ist in der Lage, ein Proton aufzunehmen.
NH
3
wird beispielsweise zu NH
4
+
.
Brönsted Reaktion
Das ist eine Reaktion mit Protonenübergang (Protolyse).
Sie wird auch als Säure-Base-Reaktion bezeichnet.
Ampholyt
Das ist eine Verbindung, die sowohl als Brönsted-Säure und als
Brönsted-Base reagieren kann. Wasser kann z. B. zu H
3
O
+
oder zu
OH
-
reagieren, je nachdem, was es für einen Reaktionspartner be-
kommt.
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5
P
ROTOLYSENGLEICHGEWICHTE
HA
+
H
2
O
A
-
+ H
3
O
+
B
+
H
2
O
BH
+
+ OH
-
pH - Wert
Unter dem pH-Wert versteht man den negativen dekadischen
Logarithmus des Zahlenwertes der Oxoniumionenkonzentration.
pH = -log
c(H
3
O
+
)
pH = ½ pK
S
- ½ log c(HA)
pOH Wert
Unter dem pOH-Wert versteht man den negativen dekadischen
Logarithmus des Zahlenwertes der Hydroxidionenkonzentration.
pOH = -log
c(OH
-
)
pOH = ½ pK
B
- ½ log c(B)
Die pK
x
- Konstanten
Säurekonstante Säureexponent
K
S
=
c(H O ) c(A
c(HA)
3
+
-
)
pK
S
= -log K
s
Basenkonstante Basenexponent
K
B
=
c(OH ) c(BH
c(B)
-
+
)
pK
B
= -log K
B
Das Ionenprodukt
des Wassers
K
w
= c(H
3
O
+
)
c(OH
-
) = 1
10
-14
mol²
l²
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6
Zusammenhänge
Starke Säure:
K
S
groß
pK
S
klein
Starke Base:
K
B
groß
pK
B
klein
Je größer K
S
, desto stärker die Säure.
Je größer K
B
, desto stärker die Base.
Je größer pK
S
, desto schwächer die Säure.
Je größer pK
B
, desto schwächer die Base.
pH
+ pOH = 14
pKs + pKB = 14
K
S
K
B
= K
W
= c(H
3
O
+
)
c(OH
-
) = 1
10
-14
mol²
l²
Q
UANTENZAHLEN
Aufgrund mehrerer Widersprüche vor allem in Bezug auf die Linienspektren der Atome, muss-
te das Bohr-Atommodell (Elektronen auf Kreisbahnen um den Kern) als unzureichend erklärt
werden. Vielmehr können die Linienspektren nur dadurch erklärt werden, dass die Elektronen
auf Ellipsen um den Kern kreisen. Zur Beschreibung des Energiezustandes eines Elektrons auf
einer Bahn wurden vier Quantenzahlen definiert:
1.) Die Hauptquantenzahl n
Sie gibt die zu betrachtende ,,Schale" des Atoms an und ist genaugenommen das Maß für
die große Halbachse der Bahnellipse. n kann jeden beliebigen Wert, beginnend mit eins,
annehmen. Ist n = 1, bewegt sich das Elektron auf der innersten Schale, für n = 3 auf der
dritten.
2) Die Nebenquantenzahl l
Sie ist das Maß für die kleine Halbachse der Bahnellipse. Die Bahnen teilen sich (mit Aus-
nahme der ersten) in n Nebenbahnen auf. Dadurch, dass die Zählung der Bahnen bei 0 be-
gonnen wird, liegt der Maximalwert l
max
bei n-1, der Wertebereich geht also von 0 bis n-1.
3) Magnetische Quantenzahl m
Sie gibt nichts weiter als die Richtung der Elektronenorbitale im Raum an. Die Orientie-
rungsmöglichkeiten der Orbitale hängen von der Größe der Nebenquantenzahl ab:
m = -l ... 0 ... l
Bei l = 2 ist m = -2, -1, 0, 1, 2
4) Die Spinquantenzahl s
Jedes Elektron hat (anschaulich dargestellt) einen Drehimpuls um seine eigene Achse. Die
Spinquantenzahl gibt an, ob sich das zu benennende Elektron gegen oder mit dem Uhrzei-
gersinn dreht. s kann demnach nur zwei Werte annehmen, die mit +½ und ½ abgespro-
chen wurden.
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7
Um nun eindeutig die Bahn eines Elektrons anzugeben, könnte man n und l angeben. Aus
historischen Gründen werden jedoch andere Angaben verwendet, deren Bezeichnung von
der Nebenquantenzahl abhängt:
l = 0 : s Elektronen
(sharp)
l = 1 : p Elektronen
(principal)
l = 2 : d Elektronen
(diffus)
l = 3 : f Elektronen
(fundamental)
Das bedeutet, dass ein Elektron mit der Nebenquantenzahl l = 2 sich in einem d Orbital
befindet. Die Buchstaben sich also nichts weiter als eine Abkürzung für den Wert von l.
In jedem Orbital können sich zwei Elektronen entgegengesetzten Spins befinden. Daraus
folgt aus den Zusammenhängen der Quantenzahlen die größtmögliche Besetzung der ein-
zelnen Nebenbahnen:
Bezeichnung
l
m
Anzahl der Elektronen
s Orbital
0
0
2
p Orbital
1
-1, 0, 1
6
d Orbital
2
-2, -1, 0, 1, 2
10
f Orbital
3
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
14
Durch diese vier Quantenzahlen kann jedes Elektron in einer Atomhülle genau benannt
werden, da nie zwei Elektronen in allen Quantenzahlen übereinstimmen können. (Pauli -
Prinzip)
Eine komplette Elektronenkonfiguration
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
14
5d
10
6p
6
7s
2
5f
14
6d
10
7p
6
Hilfe: 3 4 | 3 4 5 | 4 5 6 | 4 5 6 7 | 5 6 7
I
NDIKATOREN
Jeder Stoff, der bei Aufnahme oder Abgabe eines Protons seine Farbe verändert, ist als Indika-
tor geeignet. Dabei darf er jedoch nicht in eine chemische Reaktion eingreifen. Es gibt Indika-
torsäuren und Indikatorbasen.
Farbe 1
H-Ind
+ H
2
O
H
3
O
+
+ Ind
-
Farbe 2
Ind
+ H
2
O
OH
-
+ H-Ind
+
Ein Indikator zeigt im sauren und im alkalischen jeweils eine andere Farbe. Bei jeder beliebigen
H
3
O
+
(OH
-
)-Konzentration sind beide Formen des Indikators vorhanden. Ab einem bestimmten
pH-Wert befinden sich die zwei Formen des Indikators im Gleichgewicht, es wird eine Misch-
farbe angezeigt (Umschlagspunkt). Es existiert für jeden pH-Wert ein bestimmter Indikator, der
an diesem umschlägt und ihn so anzeigt.
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8
Am Umschlagspunkt gilt:
pH = pK
S
sauer
neutral
alkalisch
Umschlag - pH
Methylorange rot
orange
gelb
4.4
Lackmus rot
violett
blau
6.8
Bromthymolblau gelb grün blau 7.0
Phenolphthalein farblos rosa rotviolett 8.4
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9
K
OMPLEXCHEMIE
Werden in einer Verbindung alle bindenden Elektronen von einem Teilchen mitgebracht, so
spricht man von einer koordinativen oder dativen Bindung. Die vom Liganden zur Verfügung
gestellten freien Elektronenpaare füllen nicht besetzte Orbitale des Zentralteilchens auf.
Anionen
Cl
-
, CN
-
Liganden :
Elektronendonatoren
{
Moleküle
H
2
O, NH
3
Atome
Ni, Mn
Zentralteilchen :
Elektronenakzeptoren
{
Kationen Fe
2+
, Cu
2+
Räumlicher Bau von Komplexen
4 Liganden
:
sp
3
Tetraeder
dsp
2
planar
6 Liganden
:
d
2
sp
3
Oktaeder
Nomenklatur von Komplexen
Zentralteilchen
Liganden
Fe Ferrum
Cu Cuprum
Ni Nicolum
Hg Mercurium
Ag Argentum
Zn Zincum
Sn Stannum
F
-
fluoro
Cl
-
chloro
Br
-
bromo
I
-
iodo
S
2-
thio
OH
-
hydroxo
SCN
-
thiocyanato
S
2
O
3
2-
thiosulfato
SO
4
2-
sulfato
CO
3
2-
carbonato
CO carbonyl
NO nitrosyl
H
2
O aqua
NH
3
ammin
NO
2
-
nitro
ONO
-
nitrito
1. Nomenklatur von anionischen Komplexen
Beispiel:
Na [Ag (CN)
2
]
Natriumdicyanoargentat (I)
Natrium di cyano
argent at
(I)
Kation Anzahl Ligand Zentralteilchen at
OZ
2. Nomenklatur von kationischen Komplexen
Beispiel:
[ Ag (NH
3
)
2
] Cl
Diamminsilber (I) chlorid
Di ammin
silber (I)
chlorid
Anzahl Ligand
Zentralteilchen
OZ Anion
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10
D
IE ELEKTROCHEMISCHE
S
PANNUNGSREIHE
1. Die Redoxreihe von Metallen
Li Rb K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Pb H
2
Cu Ag Hg Au
Das Reduktionsvermögen nimmt zu
Die Elemente in der Spannungsreihe sind nach ihrer Fähigkeit als Reduktionsmittel geordnet.
Je weiter links ein Element steht, desto leichter gibt es Elektronen ab, um damit ein anderes E-
lement zu reduzieren. Gold gibt am schwersten seine Valenzelektronen ab und ist damit das e-
delste der Reihe. Alle Metalle, die links vom Wasserstoff stehen, werden von Säuren unter
Wasserstoffbildung angegriffen. Die edlen Metalle rechts vom Wasserstoff sind gegen Säuren
resistent.
Li
+
Rb
+
K
+
Ca
2+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Zn
2+
Fe
2+
Ni
2+
Pb
2+
Cu
2+
Ag
+
Hg
2+
Au
3+
Das Oxidationsvermögen nimmt zu
Da in der Spannungsreihe der Atome das Reduktionsvermögen von rechts nach links zunimmt,
muss in der Spannungsreihe der Ionen das Oxidationsvermögen von rechts nach links abneh-
men, da ein Element umso schwerer Elektronen aufnimmt, je leichter es sie abgestoßen hat. Li-
thium gibt beispielsweise sehr leicht sein Valenzelektron ab, das Ion Li
+
nimmt nur sehr schwer
ein Elektron auf.
2. Die Redoxreihe von Nichtmetallen
I
2
Br
2
Cl
2
F
2
I
-
Br
-
Cl
-
F
-
Das Oxidationsvermögen nimmt zu
Das Reduktionsvermögen nimmt zu
In der Reihe der Atome nimmt nimmt Iod am schwersten und Fluor am leichtesten Elektronen
auf (es besitzt schließlich die größte Elektronegativität und hat einen geringen Atomradius).
Darum nimmt das Oxidationsvermögen von links nach rechts zu.
Die Reihe der Ionen verhält sich umgekehrt. Da Iod nur sehr schwer ein Elektron aufnimmt,
gibt sein Ion dieses sehr leicht wieder ab, um andere Elemente zu reduzieren. Analog dazu gibt
Fluor sein Elektron am schwersten wieder heraus. Darum nimmt das Reduktionsvermögen von
rechts nach links ab.
Werden zwei Metallelektroden in destilliertem Wasser leitend miteinander verbunden, so schei-
det sich das edlere Metall am unedleren ab, da sich bei diesem eine stärkere Doppelschicht aus
Metallionen und Elektronen aufbaut.
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11
In einem Galvanischen Element bilden beide Halbelemente eine spezifische, auf Metall und
Lösung bezogene Doppelschicht aus. Das Metall, das weiter links in der Spannungsreieh steht,
gibt leichter Elektronen ab als das andere, bildet also dementsprechend eine stärkere Doppel-
schicht, was dazu führt, dass sich das edlere Metall positiv und das unedlere negativ auflädt.
Die überschüssigen Elektronen des edlere Metalls wandern über den Draht zur Kathode (die in
diesem Fall positiv ist, da die Ionen von den ankommenden Elektronen reduziert werden, siehe
Definition). Der Ladungsausgleich der Lösungen findet durch das Diaphragma statt.
Die Ausbildung der Doppelschicht hängt vom osmotischen Druck der Lösung ab:
p
(Lösungsdruck)
< p
(osmotischer Druck)
Æ
Kationen werden bevorzugt entladen
p
(Lösungsdruck)
> p
(osmotischer Druck)
Æ
Es werden mehr Ionen gelöst
p
(Lösungsdruck)
= p
(osmotischer Druck)
Æ Kein
Stromfluss
Daraus geht hervor, dass sich das Potential durch eine Konzentrationsänderung der Lösung (al-
so einer Änderung des osmotischen Drucks) beeinflussen lässt. Eine Zinkelektrode gibt solange
Ionen in Lösung, wie ihr Lösungsdruck größer als der Gegendruck der Ionen in der Lösung ist.
Wird der osmotische Druck der Lösung also durch eine Veringerung der in ihr enthaltenen Io-
nen verändert (Verdünnung), so können noch mehr Zinkionen in Lösung gegeben werden.
Normalpotentiale
Je größer der negative Zahlenwert des Normalpotentials ist, desto größer ist der Elektro-
nendruck, also das Reduktionsvermögen der Elektrode und umso unedler ist das Metall.
Je größer der positive Zahlenwert des Normalpotentials ist, desto kleiner ist der Elektro-
nendruck, also das Oxidationsvermögen und umso edler ist das Metall.
Der Elektronenfluss findet vom Reaktionspartner mit dem negativeren Normalpotential
zum dem mit dem positiveren Normalpotential statt (Negatives Normalpotential bedeutet
großer Elektronendruck).
In einem RedOx-System führt das RedOx-Paar mit dem positiveren Normalpotential eine
Reduktion durch. Das Paar mit dem negativeren Normalpotential führt eine Oxidation
durch.
Nach beendeter Reaktion liegt somit vom edleren RedOx-Paar die reduzierte und vom un-
edleren die oxidierte Form vor.
Eine Reaktion zwischen zwei Partnern kann nur stattfinden, wenn unter Berücksichtigung
der einzig möglichen Elektronenflussrichtung (vom negativeren zum positiveren) die zu
oxidierende Form des negativeren mit der zu reduzierenden Form des positiveren reagieren
kann.
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12
Die Gleichung von Nernst
Werden zwei gleiche Halbzellen gegeneinander geschaltet, so fließt wegen der äquivalen-
ten Doppelschichten kein Strom. Wird jedoch das Lösungsmittel der einen Zelle verdünnt
(z. B. mit Wasser), so kann diese Elektrode mehr Ionen in Lösung geben, da der osmoti-
sche Druck nachgelassen hat. Dementsprechend baut die Zelle im Vergleich zu der anderen
einen Elektronenüberschuss auf, was dazu führt, dass Elektronen von der Zelle mit der
niedrigeren Salzkonzentration zu der mit der höheren Salzkonzentration fließen. Damit ist
das Halbelement mit der niedrigeren Konzentration der Minuspol, beziehungsweise im Fal-
le eines Galvanischen Elementes die Anode, da hier die das Element oxidiert wird und E-
lektronen freigibt.
Für die Berechnung des RedOx-Potentials der beiden Konzentrationszellen gilt die Glei-
chung von Nernst:
E
E
0,059 V
n
log
c(Ox)
c(Red)
0
=
+
Legende: E
0
=
Normalpotential in V
n
=
Anzahl der Elektronen
c(Ox)
=
Massenwirkungsprodukt der Konzentration des Oxidationsmittels (Akzeptor)
c(Red) =
Massenwirkungsprodukt der Konzentration des Reduktionsmittels (Donator)
W
ICHTIGE
V
ERBINDUNGEN
Blausäure HCN
Essigsäure CH
3
COOH
Kohlensäure H
2
CO
3
Phosphorsäure H
3
PO
4
Salpetersäure HNO
3
Salpetrige Säure
HNO
2
-
Salzsäure HCl
Schwefelsäure H
2
SO
4
Schweflige Säure
H
2
SO
3
Natronlauge NaOH
Kalilauge KOH
Lithiumhydroxid
LiOH
Sulfat SO
4
2-
Sulfit SO
3
2-
Nitrat NO
3
-
Nitrit NO
2
-
Kaliumnitrat KNO
3
Kaliumnitrit KNO
2
Silbernitrat AgNO
3
Ammoniak NH
3
Ammoniumchlorid NH
4
Cl
Ammoniumsulfat (NH
4
)
2
SO
4
Oxoniumion H
3
O
+
Hydroxidion OH
-
Phosphat PO
4
3-
Hydrogenphosphat HPO
4
2-
Dihydrogenphosphat H
2
PO
4
-
Calciumcarbonat
CaCO
3
Kalkwasser
Ca (OH)
2
Chlorkalk
CaCl (OCl)
Carbonat CO
3
2-
Hydrogencarbonation HCO
3
2-
Hydrogensulfit HSO
3
-
Cromation
grün
Cr
3+
Chromat
gelb
CrO
4
2-
Dichromat
orange
Cr
2
O
7
2-
Cyanidion CN
-
Zyankali KCN
Kaliumpermanganat KMnO
4
Kochsalz NaCl
Ozon O
3
Methan CH
4
Wasserstoffperoxid H
2
O
2
Rost Fe
3
O
4
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