Kernpunkte

• Dalton (1808): Atome als unteilbare Kugeln; erklärt konstante Massenverhältnisse, sagt aber nichts über das Innenleben aus.
• Thomson (1897): „Rosinenkuchenmodell" — Elektronen in einer positiven Ladungswolke; entdeckt aus Kathodenstrahlröhren.
• Rutherford (1911): Streuversuch an Goldfolie zeigt einen winzigen, schweren, positiv geladenen Atomkern; Atom ist überwiegend leerer Raum.
• Bohr (1913): Elektronen auf diskreten Energieschalen; quantisierte Energie E_n = −13,6 eV / n²; erklärt das Linienspektrum von Wasserstoff (Lyman-, Balmer-, Paschen-Serie).
• Orbitalmodell (Schrödinger, 1926): Elektronen werden durch Aufenthaltswahrscheinlichkeiten in Orbitalen (s, p, d, f) beschrieben; jedes Orbital nimmt maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin auf.
• Heisenberg-Unschärferelation: Ort und Impuls eines Elektrons sind nicht gleichzeitig exakt bestimmbar — daher Aufenthaltsräume statt Bahnen.
• Modelle haben unterschiedliche Reichweiten: Dalton genügt für Stöchiometrie, Bohr für H-Spektrum, Schrödinger für Bindungswinkel und Mehrelektronenatome.

Kernpunkte

• Vier Quantenzahlen beschreiben jedes Elektron: Hauptquantenzahl n, Nebenquantenzahl l (s, p, d, f), Magnetquantenzahl m_l, Spinquantenzahl m_s = ±½.
• Pauli-Prinzip: Keine zwei Elektronen eines Atoms haben alle vier Quantenzahlen gleich; ein Orbital fasst höchstens zwei Elektronen mit antiparallelem Spin.
• Aufbauprinzip: Orbitale werden in der Reihenfolge steigender Energie gefüllt — 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.
• Hund-Regel: In entarteten Orbitalen wird zunächst jedes einfach besetzt, danach mit antiparallelem Spin gepaart (maximale Multiplizität).
• Edelgaskonfiguration als Kurzschreibweise: Eisen = [Ar] 3d⁶ 4s²; Ionenbildung erfolgt durch Erreichen der Edelgaskonfiguration.
• Sonderfälle: Cr = [Ar] 3d⁵ 4s¹ und Cu = [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ — halbgefüllte bzw. voll besetzte d-Schale ist besonders stabil.
• Bei Übergangsmetallen werden zur Ionenbildung zuerst 4s-Elektronen abgegeben, nicht 3d (Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶).

Kernpunkte

• Atomradius: nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts ab (steigende Kernladung); innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu (neue Schale).
• Ionisierungsenergie (IE): Energie zur Abspaltung eines Elektrons aus dem gasförmigen Atom; steigt nach rechts und oben; Edelgase haben Maxima.
• Elektronenaffinität (EA): freiwerdende Energie bei Aufnahme eines Elektrons; Halogene haben hohe EA, Edelgase praktisch keine.
• Elektronegativität (EN, Pauling-Skala): Maß für die Anziehungskraft eines Atoms auf bindende Elektronen; Fluor (4,0) Maximum, Cäsium (0,7) Minimum.
• Metallcharakter sinkt nach rechts und oben; Diagonalbeziehung Li-Mg, Be-Al, B-Si zeigt chemische Ähnlichkeit über die Periode hinweg.
• Knicke im Trend: IE(N) > IE(O) wegen stabiler halbbesetzter p³-Schale; IE(Be) > IE(B) wegen voll besetzter 2s-Schale.
• Sekundärfaktor effektive Kernladung Z_eff = Z − S (Slater-Abschirmung) erklärt feinere Trends innerhalb einer Periode.

Kernpunkte

• Isotope: Atome desselben Elements mit gleicher Protonenzahl Z, aber unterschiedlicher Neutronenzahl N und damit unterschiedlicher Massenzahl A.
• Schreibweise: ¹²₆C und ¹⁴₆C sind beide Kohlenstoff, unterscheiden sich aber durch 6 bzw. 8 Neutronen.
• Atommasse im PSE ist gewichteter Durchschnitt der natürlichen Isotopenanteile (Cl: 75,8 % ³⁵Cl, 24,2 % ³⁷Cl ⇒ 35,45 u).
• Radioaktive Isotope zerfallen über α-, β- oder γ-Strahlung; Halbwertszeit ist isotopenspezifisch (¹⁴C: 5730 Jahre, ²³⁸U: 4,5·10⁹ Jahre).
• Anwendungen: Radiokarbon-Datierung (¹⁴C), Strahlentherapie (⁶⁰Co), Diagnostik (⁹⁹ᵐTc), Tracer-Experimente in Biochemie.
• Massenspektrometrie liefert charakteristische Isotopenmuster (Cl-haltige Moleküle: M : M+2 ≈ 3 : 1).
• Isotopeneffekt: chemisch fast identisch; nur H/D unterscheiden sich kinetisch deutlich (kinetic isotope effect).

Kernpunkte

• Lösung der Schrödinger-Gleichung für das H-Atom liefert drei Quantenzahlen n, l, m_l; die Spinquantenzahl m_s folgt aus relativistischen Korrekturen (Dirac).
• Quadrierte Wellenfunktion |Ψ|² entspricht der Aufenthaltsdichte; Orbitalgrenze meist als 90-%-Konturfläche definiert.
• s-Orbitale sind kugelsymmetrisch, p-Orbitale haben eine Knotenebene durch den Kern (zwei Lappen), d-Orbitale zwei Knotenflächen (vier Lappen außer d_z²).
• Mehrelektronenatome lassen sich nicht analytisch lösen; effektive Kernladung Z_eff und Slater-Regeln liefern Näherungen.
• Aufenthaltsdichte sinkt exponentiell vom Kern aus; radiale Verteilungsfunktion 4π r² |Ψ|² zeigt das Maximum bei mittlerem Abstand.
• Pauli-Prinzip ist Konsequenz der Antisymmetrie der Vielelektronen-Wellenfunktion (Fermionen).
• Hund-Regel resultiert aus minimaler Coulomb-Abstoßung und maximaler Austauschwechselwirkung bei parallelen Spins.

Kernpunkte

• Nuklide werden durch Protonenzahl Z (Ordnungszahl) und Massenzahl A = Z + N charakterisiert; gleiche Z, verschiedene N → Isotope, gleiche A → Isobare.
• Instabile Nuklide zerfallen: α-Zerfall (Abgabe eines ⁴₂He-Kerns, Z −2, A −4), β⁻-Zerfall (Neutron → Proton + Elektron, Z +1), β⁺-Zerfall (Proton → Neutron + Positron, Z −1), γ-Strahlung (Energieabgabe ohne Nuklidwechsel).
• Zerfallsgesetz N(t) = N₀ · e^(−λt) mit Halbwertszeit t_½ = ln 2 / λ; nach jeder Halbwertszeit halbiert sich die Aktivität.
• Kernbindungsenergie folgt aus dem Massendefekt Δm über E = Δm·c²; das Maximum bei ⁵⁶Fe erklärt, warum Fusion leichter und Spaltung schwerer Kerne Energie liefert.
• Kernspaltung (²³⁵U + n → Spaltprodukte + 2–3 n + Energie) ist Grundlage der Kernreaktoren; Kernfusion (²H + ³H → ⁴He + n) versorgt die Sonne.
• Anwendungen: Radiokarbon-Datierung (¹⁴C, t_½ = 5730 a), medizinische Diagnostik (⁹⁹ᵐTc), Strahlentherapie (⁶⁰Co), Tracer-Methoden in der Biochemie.
• Strahlenschutz beruht auf den Faktoren Abstand, Abschirmung und Aufenthaltsdauer; Aktivität wird in Becquerel (Bq), Energiedosis in Gray (Gy), Äquivalentdosis in Sievert (Sv) gemessen.

Kernpunkte

• Ionische Bindung: vollständige Elektronenübertragung zwischen Metall und Nichtmetall; ΔEN ≥ 1,7; bildet Ionengitter mit hohem Schmelzpunkt.
• Kovalente Bindung: gemeinsames Elektronenpaar zwischen Nichtmetallen; unpolar (ΔEN < 0,5) oder polar kovalent (0,5 ≤ ΔEN < 1,7).
• Metallische Bindung: positiv geladene Atomrümpfe im delokalisierten Elektronengas — erklärt elektrische Leitfähigkeit, Duktilität und metallischen Glanz.
• Koordinative Bindung (Donor-Akzeptor): ein Atom stellt beide Elektronen, z. B. NH₃ → BF₃ oder Komplexe (Fe(CN)₆³⁻).
• Bindungspolarität führt zu Partialladungen (δ⁺/δ⁻) und ist Voraussetzung für intermolekulare Anziehung.
• Bindungsenergie und Bindungslänge sind invers korreliert: kürzere Bindungen sind in der Regel fester (C=C > C−C).
• EN-Differenz ist eine Faustregel — Ausnahmen wie HF (ΔEN = 1,9, dennoch kovalent in der Gasphase) zeigen die Grenzen.

Kernpunkte

• Lewis-Struktur: Valenzelektronen als Punkte/Striche; Oktettregel ist Ziel (außer H/He mit 2 e⁻; Erweiterung ab Periode 3 möglich, z. B. SF₆).
• VSEPR-Modell (Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung): Elektronenpaare stoßen sich maximal ab; Geometrie folgt aus Zahl der Bindungs- und freien Paare.
• Grundformen: 2 Paare → linear (180°), 3 → trigonal-planar (120°), 4 → tetraedrisch (109,5°), 5 → trigonal-bipyramidal, 6 → oktaedrisch.
• Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum als Bindungspaare → H₂O 104,5° (statt 109,5°), NH₃ 107°.
• Molekülgeometrie bestimmt Dipolmoment: CO₂ linear → unpolar; H₂O gewinkelt → polar (μ ≈ 1,85 D).
• Formale Ladung hilft, plausible Lewis-Strukturen zu wählen (Summe = Gesamtladung; betragsmäßig klein und nahe an negativster EN für negative Ladung).
• Mesomerie: mehrere gleichwertige Grenzformeln (z. B. NO₃⁻, CO₃²⁻, Benzol) — reale Struktur ist Mittelwert mit delokalisierten Elektronen.

Kernpunkte

• Van-der-Waals-Kräfte (Londonsche Dispersionskräfte): temporäre Dipole zwischen allen Molekülen; nehmen mit Molekülgröße und Oberfläche zu — erklärt steigende Siedepunkte in homologer Reihe.
• Dipol-Dipol-Wechselwirkung: zwischen permanenten Dipolen polarer Moleküle (HCl, CH₃Cl); stärker als reine Dispersion gleicher Molmasse.
• Wasserstoffbrücken: O−H, N−H, F−H als Donor; freies Elektronenpaar an O/N/F als Akzeptor; Bindungsenergie 10–40 kJ/mol — erklären den anomal hohen Siedepunkt von H₂O, NH₃, HF.
• Ion-Dipol-Wechselwirkung: Hydratation von Ionen in Wasser — Grundlage der Löslichkeit von Salzen.
• Faustregel „Gleiches löst Gleiches": polare Lösungsmittel lösen polare/ionische Stoffe, unpolare lösen unpolare.
• Wasseranomalien (Dichtemaximum bei 4 °C, hohe Wärmekapazität, hohe Oberflächenspannung) sind Konsequenz der Wasserstoffbrücken.
• Stärke-Reihenfolge (grob): Ionenbindung ≫ Wasserstoffbrücke > Dipol-Dipol > Dispersion.

Kernpunkte

• Im Ionengitter ordnen sich Kationen und Anionen so an, dass die anziehenden Wechselwirkungen maximal und die abstoßenden minimal werden; NaCl bildet ein kubisch-flächenzentriertes Gitter mit Koordinationszahl 6.
• Gitterenergie U ist die Energie, die bei der Bildung eines Mol Ionenkristall aus den gasförmigen Ionen frei wird; sie ist stark negativ und bestimmt Schmelzpunkt und Härte.
• Coulomb-Gesetz: U ∝ (z₊·z₋)/r; höhere Ionenladungen und kleinere Ionenradien führen zu betragsmäßig größerer Gitterenergie (MgO ≫ NaCl).
• Born-Haber-Kreisprozess wendet den Hess-Satz an, um U aus messbaren Größen (Sublimations-, Ionisierungs-, Dissoziations-, Elektronenaffinitäts- und Bildungsenthalpie) zu berechnen.
• Eigenschaften ionischer Verbindungen: hohe Schmelz-/Siedepunkte, spröde (Schichtverschiebung führt zu Abstoßung gleicher Ladungen), elektrische Leitfähigkeit nur in Schmelze oder Lösung.
• Löslichkeit von Salzen ist ein Wettstreit zwischen Gitterenergie (hält das Gitter zusammen) und Hydratationsenthalpie (Energiegewinn durch Ion-Dipol-Wechselwirkung mit Wasser).
• Madelung-Konstante berücksichtigt die geometrische Anordnung aller Ionen im Gitter und macht U präziser berechenbar als das einfache Paar-Coulomb-Modell.

Kernpunkte

• Elektronengasmodell: positiv geladene Atomrümpfe sitzen in einem Gitter, die Valenzelektronen sind delokalisiert und frei beweglich — das erklärt elektrische und thermische Leitfähigkeit, Glanz und Verformbarkeit.
• Duktilität: Beim Verschieben der Gitterebenen bleibt die Bindung erhalten, weil das Elektronengas keine gerichteten Bindungen erzwingt — im Gegensatz zum spröden Ionengitter.
• Bändermodell (Vertiefung des Elektronengasmodells): überlappende Atomorbitale bilden Energiebänder; Leiter haben ein teilbesetztes Band, Halbleiter eine kleine, Isolatoren eine große Bandlücke.
• Halbleiter (Si, Ge): Eigenleitung steigt mit der Temperatur; Dotierung mit Phosphor (n-Leiter, Elektronenüberschuss) oder Bor (p-Leiter, Elektronenmangel) steuert die Leitfähigkeit gezielt.
• Legierungen sind Mischkristalle (z. B. Messing Cu/Zn, Stahl Fe/C); Fremdatome behindern das Abgleiten der Gitterebenen und erhöhen Härte und Festigkeit.
• Metallische Modifikationen unterscheiden sich in der Packung: kubisch-flächenzentriert (Cu, Al — duktil), hexagonal-dichteste Packung (Mg, Zn), kubisch-raumzentriert (Fe, W).
• Korrosionsverhalten und Reaktivität korrelieren mit der Stellung in der Spannungsreihe (Brücke zur Elektrochemie).

Kernpunkte

• Bindungspolarität (Folge der EN-Differenz) und Molekülpolarität (Folge von Bindungspolarität UND Geometrie) sind streng zu trennen.
• Das Dipolmoment μ ist ein Vektor; das Gesamtdipolmoment ergibt sich aus der Vektoraddition der einzelnen Bindungsdipole.
• Symmetrische Moleküle (CO₂ linear, CCl₄ tetraedrisch, BF₃ trigonal-planar) sind trotz polarer Bindungen unpolar, weil sich die Dipole aufheben.
• Gewinkelte oder pyramidale Moleküle mit freien Elektronenpaaren (H₂O, NH₃, SO₂) besitzen ein resultierendes Dipolmoment und sind polar.
• Polarität bestimmt Löslichkeit („Gleiches löst Gleiches"), Siedepunkt (zusätzliche Dipol-Dipol-Kräfte) und das Verhalten im elektrischen Feld.
• Einheit des Dipolmoments ist Debye (1 D ≈ 3,336·10⁻³⁰ C·m); H₂O hat μ ≈ 1,85 D, HCl μ ≈ 1,08 D, CO₂ μ = 0.
• Mischbarkeit von Flüssigkeiten (Wasser/Ethanol vollständig, Wasser/Öl nicht) ist eine direkte Konsequenz der Molekülpolarität.

Kernpunkte

• Stoffmenge n in Mol; 1 mol enthält N_A = 6,022·10²³ Teilchen (Avogadro-Konstante).
• Molare Masse M [g/mol] entspricht zahlenmäßig der atomaren bzw. molekularen Masse; aus dem PSE direkt ablesbar.
• Massenkonzentration β = m/V, Stoffmengenkonzentration c = n/V, Massenanteil w = m_i/m_ges.
• Reaktionsgleichungen werden mit ganzzahligen, möglichst kleinen Koeffizienten ausgeglichen; Atombilanz und Ladungsbilanz müssen stimmen.
• Stöchiometrische Berechnungen: Mengenverhältnisse aus Koeffizienten ablesen und über M, V und c in Massen oder Volumina umrechnen.
• Limitierendes Edukt: das in geringster stöchiometrischer Menge vorliegende Reaktantenmengenverhältnis bestimmt die maximale Ausbeute.
• Ausbeute η = (m_real / m_theoretisch) · 100 % — Differenz zur 100 %-Marke geht in Nebenreaktionen und Aufarbeitungsverluste.

Kernpunkte

• Allgemeine Gasgleichung: p·V = n·R·T; R = 8,314 J/(mol·K). Verbindet Druck, Volumen, Stoffmenge und Temperatur.
• Normbedingungen (STP, 0 °C, 1,013 bar): molares Volumen V_m ≈ 22,414 L/mol; Standardbedingungen (25 °C, 1 bar): V_m ≈ 24,79 L/mol.
• Avogadro-Gesetz: gleiche Volumina idealer Gase enthalten bei gleicher T und p gleich viele Teilchen — daher gehen Gas-Volumina in Reaktionen wie Stoffmengen ein.
• Boyle-Mariotte (p·V = const. bei T = const.), Gay-Lussac (p/T = const.), Charles (V/T = const.) folgen als Spezialfälle.
• Daltonsches Partialdruckgesetz: p_ges = Σ p_i; jedes Gas verhält sich, als wäre es allein im Volumen.
• Reale Gase weichen bei hohem Druck und tiefer Temperatur vom Ideal ab — Van-der-Waals-Korrektur durch a (intermolekulare Anziehung) und b (Eigenvolumen).
• Anwendung Verbrennungsstöchiometrie: aus Volumenverhältnissen werden direkt Stoffmengen abgelesen (CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O → 1:2:1:2).

Kernpunkte

• Reaktionsenthalpie Δ_R H beschreibt den Wärmeaustausch bei konstantem Druck; Δ_R H < 0 exotherm, Δ_R H > 0 endotherm.
• Hess-Satz: Reaktionsenthalpie ist wegunabhängig; sie ergibt sich aus Δ_R H = Σ Δ_f H°(Produkte) − Σ Δ_f H°(Edukte).
• Standardbildungsenthalpie Δ_f H° eines Elements in seiner Standardform ist null (O₂(g), H₂(g), C(Graphit)).
• Entropie S quantifiziert die „Unordnung" eines Systems; Gas > Flüssigkeit > Feststoff; mehr Teilchen → höhere Entropie.
• Reaktionsentropie Δ_R S analog aus Standardentropien S°; positiv, wenn Teilchenzahl oder Aggregatzustands-Komplexität zunimmt.
• Gibbs-Helmholtz: Δ_R G = Δ_R H − T · Δ_R S; Δ_R G < 0 → spontan, Δ_R G > 0 → erzwungen, Δ_R G = 0 → Gleichgewicht.
• Temperaturabhängigkeit der Spontaneität: exotherme/entropie-erhöhende Reaktion immer spontan; exotherme/entropie-mindernde nur bei niedriger T; endotherme/entropie-erhöhende erst bei hoher T (Schmelzen, Verdampfen).

Kernpunkte

• Stoffmengenkonzentration c = n/V [mol/L] ist das wichtigste Konzentrationsmaß für Reaktionen in Lösung; Maßlösungen werden auf eine exakte Konzentration eingestellt.
• Massenkonzentration β = m/V [g/L], Massenanteil w = m_gelöst/m_Lösung (oft in %) und Stoffmengenanteil x = n_i/n_ges sind ineinander umrechenbar.
• Verdünnungsgesetz: c₁·V₁ = c₂·V₂ — die Stoffmenge bleibt beim Verdünnen erhalten, nur das Volumen ändert sich.
• Herstellung einer Maßlösung: Einwaage berechnen (m = c·V·M), im Messkolben lösen und bis zur Marke auffüllen — niemals im Becherglas.
• Dichte ρ = m/V verknüpft Masse und Volumen einer Lösung; bei konzentrierten Säuren ist die Umrechnung von Massen- in Stoffmengenkonzentration über ρ und w nötig.
• Sättigung: Eine gesättigte Lösung steht im Gleichgewicht mit dem Bodenkörper; die Löslichkeit ist temperaturabhängig (meist steigend für Salze, fallend für Gase).
• Stoffmengenanteil und Partialdruck hängen über das Raoultsche bzw. Daltonsche Gesetz zusammen (Brücke zu den Gasgesetzen).

Kernpunkte

• Kalorimetrie misst die ausgetauschte Wärme Q = m·c·ΔT (Wärmekapazität des Wassers c = 4,18 J/(g·K)); bei konstantem Druck entspricht Q der Reaktionsenthalpie.
• Im Kalorimeter gilt Energieerhaltung: die von der Reaktion freigesetzte Wärme wird vom Wasser und vom Kalorimetergefäß aufgenommen.
• Molare Reaktionsenthalpie erhält man durch Division der gemessenen Wärme durch die umgesetzte Stoffmenge: Δ_R H = −Q/n.
• Bindungsenthalpie ist die mittlere Energie zur homolytischen Spaltung eines Mol Bindungen in der Gasphase; tabelliert (C−H ≈ 413, C=O ≈ 745, O=O ≈ 498 kJ/mol).
• Abschätzung der Reaktionsenthalpie: Δ_R H ≈ Σ(gebrochene Bindungen) − Σ(gebildete Bindungen); endotherm beim Brechen, exotherm beim Knüpfen.
• Heizwert und Brennwert (mit/ohne Kondensationswärme des Wassers) unterscheiden sich um die Verdampfungsenthalpie des entstehenden Wassers.
• Standardbedingungen (298 K, 1 bar) und der Aggregatzustand der Stoffe (g/l/s) müssen bei Enthalpiewerten stets angegeben werden.

Kernpunkte

• Reale Gase weichen vom idealen Verhalten ab, weil Teilchen ein Eigenvolumen haben und sich gegenseitig anziehen; die Van-der-Waals-Gleichung korrigiert beide Effekte.
• Van-der-Waals: (p + a·n²/V²)(V − n·b) = n·R·T; a beschreibt die Anziehung, b das Eigenvolumen der Teilchen.
• Abweichungen sind am größten bei hohem Druck und tiefer Temperatur (nahe der Kondensation); bei Normalbedingungen verhalten sich die meisten Gase nahezu ideal.
• Daltonsches Partialdruckgesetz: p_ges = Σp_i; der Partialdruck p_i = x_i·p_ges ist proportional zum Stoffmengenanteil.
• Über Wasser aufgefangene Gase enthalten Wasserdampf; der Sättigungsdampfdruck des Wassers muss vom Gesamtdruck abgezogen werden.
• Gasstöchiometrie: Bei gleichen Bedingungen verhalten sich Gasvolumina wie Stoffmengen (Avogadro), wodurch sich Volumenverhältnisse direkt aus den Koeffizienten ablesen lassen.
• Die Dichte eines Gases ρ = p·M/(R·T) erlaubt die Bestimmung der molaren Masse aus Messgrößen.

Kernpunkte

• Reaktionsgeschwindigkeit v = −(1/ν_i)·dc_i/dt: zeitliche Konzentrationsänderung, normiert auf den stöchiometrischen Koeffizienten.
• Geschwindigkeitsgesetz v = k · [A]^m · [B]^n; Ordnungen m und n werden experimentell bestimmt, nicht aus den Koeffizienten.
• Reaktionsordnung gesamt = m + n; 1. Ordnung zeigt exponentiellen Konzentrationsverlauf c(t) = c_0 · e^(−kt) mit Halbwertszeit t_½ = ln 2 / k.
• Stoßtheorie: Reaktion erfordert wirksame Stöße (Energie ≥ E_A und korrekte Orientierung); Maxwell-Boltzmann-Verteilung zeigt den Anteil reaktionsfähiger Teilchen.
• Einflussfaktoren: höhere Konzentration → mehr Stöße; höhere Temperatur → mehr Teilchen über E_A; größere Oberfläche bei Feststoffen → mehr Kontaktfläche; Katalysator → niedrigere E_A.
• Katalysator senkt die Aktivierungsenergie ohne sich zu verbrauchen; verändert Hin- und Rückreaktion gleichermaßen und damit nicht das Gleichgewicht.
• Arrhenius-Gleichung k = A · e^(−E_A / RT): Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante; ln k vs. 1/T ergibt Gerade mit Steigung −E_A/R.

Kernpunkte

• Dynamisches Gleichgewicht: Hin- und Rückreaktion laufen mit gleicher Geschwindigkeit; makroskopisch konstante Konzentrationen.
• Massenwirkungsgesetz (MWG): K_c = Π[Produkte]^ν / Π[Edukte]^ν; K_c ist temperaturabhängig.
• Großes K (K ≫ 1) → Gleichgewicht liegt rechts (viel Produkt); kleines K (K ≪ 1) → links (wenig Umsatz).
• K_p = K_c · (R·T)^Δn für Gasreaktionen; Δn = Σν_Produkte(gas) − Σν_Edukte(gas).
• Prinzip von Le Chatelier: ein gestörtes Gleichgewicht weicht der Störung aus — Konzentrationserhöhung eines Edukts → Verschiebung nach rechts.
• Druckerhöhung verschiebt zu der Seite mit weniger Gasmolen (nur wenn Δn ≠ 0).
• Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Richtung (Le Chatelier am Δ_R H ablesen).
• Katalysator beschleunigt das Erreichen, ändert aber weder K noch die Lage.

Kernpunkte

• Die Reaktionsordnung wird experimentell bestimmt; sie ergibt sich aus dem Geschwindigkeitsgesetz und nicht aus der stöchiometrischen Gleichung.
• Initialratenmethode: Verdoppelt man [A] und verdoppelt sich v, ist die Reaktion bezüglich A erster Ordnung; vervierfacht sich v, zweiter Ordnung; bleibt v gleich, nullter Ordnung.
• Charakteristische Linearisierungen: 0. Ordnung c–t linear, 1. Ordnung ln c–t linear (Steigung −k), 2. Ordnung 1/c–t linear (Steigung +k).
• Halbwertszeit: 1. Ordnung t_½ = ln 2/k (konzentrationsunabhängig); 2. Ordnung t_½ = 1/(k·c₀) (konzentrationsabhängig).
• Komplexe Reaktionen verlaufen über Elementarschritte; für einen Elementarschritt entspricht die Molekularität der Ordnung.
• Der langsamste Elementarschritt (geschwindigkeitsbestimmender Schritt, RDS) bestimmt das beobachtete Geschwindigkeitsgesetz.
• Ein plausibler Mechanismus muss zwei Bedingungen erfüllen: Summe der Elementarschritte ergibt die Bruttogleichung, und das aus dem RDS abgeleitete Gesetz stimmt mit dem Experiment überein.

Kernpunkte

• Ein Katalysator eröffnet einen Reaktionsweg mit niedrigerer Aktivierungsenergie und geht aus der Reaktion unverändert hervor; er beschleunigt Hin- und Rückreaktion gleichermaßen.
• Ein Katalysator verschiebt das Gleichgewicht nicht und verändert weder K noch Δ_R H, sondern nur die Geschwindigkeit der Einstellung.
• Homogene Katalyse: Katalysator und Edukte liegen in derselben Phase (z. B. saure Esterhydrolyse mit H⁺, Ozonabbau durch Cl-Radikale).
• Heterogene Katalyse: Katalysator und Edukte in verschiedenen Phasen; Reaktion an der Oberfläche über Adsorption, Reaktion, Desorption (Haber-Bosch an Fe, Abgaskatalysator mit Pt/Pd/Rh).
• Enzyme sind hochspezifische Biokatalysatoren; das Schlüssel-Schloss- bzw. Induced-Fit-Prinzip erklärt die Substratspezifität; Aktivität ist pH- und temperaturabhängig (Denaturierung).
• Michaelis-Menten-Kinetik beschreibt enzymkatalysierte Reaktionen; bei hoher Substratkonzentration tritt Sättigung (v_max) ein.
• Katalysatorgifte (z. B. Blei für Abgaskatalysatoren, Schwermetalle für Enzyme) blockieren aktive Zentren und deaktivieren den Katalysator dauerhaft.

Kernpunkte

• Ein schwerlösliches Salz steht in gesättigter Lösung mit seinem Bodenkörper im Gleichgewicht: A_pB_q(s) ⇌ p A^(m+) + q B^(n−).
• Löslichkeitsprodukt K_L = [A^(m+)]^p · [B^(n−)]^q; der Feststoff geht (Aktivität = 1) nicht in das Gesetz ein.
• Die molare Löslichkeit s [mol/L] lässt sich aus K_L berechnen; für AB gilt K_L = s², für AB₂ gilt K_L = 4s³.
• Ionenprodukt Q vergleichen mit K_L: Q < K_L untersättigt (Salz löst sich), Q = K_L gesättigt, Q > K_L übersättigt (Fällung).
• Gleichioneneffekt: Zugabe eines gemeinsamen Ions verringert die Löslichkeit (Le Chatelier zugunsten des Feststoffs).
• pH-Abhängigkeit: Salze schwacher Säuren (CaCO₃, Metallhydroxide) lösen sich im Sauren besser, weil das Anion durch Protonierung dem Gleichgewicht entzogen wird.
• Anwendungen: Trinkwasserhärte, Nierensteine, gravimetrische Analyse (Fällung als BaSO₄ oder AgCl).

Kernpunkte

• Haber-Bosch-Verfahren: N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, Δ_R H = −92 kJ/mol; das Optimum ist ein Kompromiss aus Geschwindigkeit (hohe T) und Gleichgewichtslage (niedrige T begünstigt das exotherme Produkt).
• Gewählte Bedingungen: 400–500 °C, 200–300 bar, Eisen-Mischkatalysator; hoher Druck verschiebt zugunsten der Seite mit weniger Gasmolen (4 → 2).
• Kreisprozess: nicht umgesetztes N₂/H₂ wird zurückgeführt, NH₃ durch Kondensation abgetrennt — dadurch wird das Produkt dem Gleichgewicht entzogen (Le Chatelier).
• Kontaktverfahren (Schwefelsäure): 2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃, exotherm; V₂O₅-Katalysator, etwa 450 °C, leichter Überdruck; SO₃ wird in Oleum aufgenommen.
• Ostwald-Verfahren (Salpetersäure): katalytische Oxidation von NH₃ an Pt/Rh-Netzen zu NO, weiter zu NO₂ und HNO₃.
• Industrielle Optimierung berücksichtigt stets das Zusammenspiel von Thermodynamik (Lage), Kinetik (Geschwindigkeit, Katalysator) und Verfahrenstechnik (Druck, Produktabtrennung, Kreislaufführung).
• Nachhaltigkeit: Der Energiebedarf des Haber-Bosch-Verfahrens ist enorm (rund 1–2 % des Weltenergieverbrauchs); „grüner" Wasserstoff aus Elektrolyse ist ein aktuelles Entwicklungsziel.

Kernpunkte

• Säure-Base-Reaktion nach Brønsted: Protonenübergang von Säure HA zu Base B; konjugiertes Säure-Base-Paar (HA/A⁻, B/BH⁺).
• Wasser ist amphoter (Ampholyt): H₂O kann Proton aufnehmen (zu H₃O⁺) oder abgeben (zu OH⁻).
• Ionenprodukt des Wassers: K_w = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ mol²/L² bei 25 °C; pH + pOH = 14.
• pH = −log₁₀[H₃O⁺]; Skala 0–14: pH < 7 sauer, pH = 7 neutral, pH > 7 basisch.
• Starke Säuren/Basen (HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH) dissoziieren vollständig — [H₃O⁺] = c₀ bzw. [OH⁻] = c₀.
• Schwache Säuren: K_a beschreibt die Dissoziation; pK_a = −log K_a; Näherungs-pH einer schwachen Säure: pH ≈ ½ (pK_a − log c_0).
• Stärke korreliert: je kleiner pK_a, desto stärker die Säure; je größer pK_a der Säure, desto stärker die konjugierte Base.

Kernpunkte

• Pufferlösung: Mischung aus schwacher Säure und ihrer konjugierten Base (oder umgekehrt); hält pH bei Zugabe kleiner Säure-/Basemengen näherungsweise konstant.
• Henderson-Hasselbalch: pH = pK_a + log([A⁻]/[HA]); maximale Pufferkapazität bei pH = pK_a (Verhältnis 1:1).
• Pufferkapazität β = dn_OH⁻/dpH; steigt mit Gesamtkonzentration und ist im Bereich pK_a ± 1 wirksam.
• Beispiele: Acetat-Puffer (pH ≈ 4,76), Phosphat-Puffer (pH ≈ 7,2), Carbonat-Puffer im Blut (pH 7,4 via HCO₃⁻/H₂CO₃).
• Titrationskurve: pH gegen Volumen der Titrationslösung; charakteristische Form je nach Säure-/Basenstärke.
• Äquivalenzpunkt: Stoffmenge n(Säure) = n(Base); pH am Äquivalenzpunkt = 7 (stark/stark), > 7 (schwach/stark), < 7 (stark/schwach).
• Indikator wählen so, dass sein Umschlagsbereich den steilen pH-Sprung am Äquivalenzpunkt einschließt (Methylorange 3,1–4,4; Phenolphthalein 8,2–10,0).

Kernpunkte

• Arrhenius (1887): Säuren liefern H⁺, Basen liefern OH⁻ in wässriger Lösung — historisch wichtig, aber auf Wasser beschränkt.
• Brønsted-Lowry (1923): Säure = Protonendonator, Base = Protonenakzeptor; das Konzept gilt auch in nichtwässrigen Systemen und erklärt konjugierte Paare.
• Lewis (1923): Säure = Elektronenpaarakzeptor, Base = Elektronenpaardonator; erweitert den Begriff auf protonenfreie Reaktionen (BF₃ + NH₃, Metallkomplexe).
• Jedes Brønsted-Paar HA/A⁻ ist auch ein Lewis-Paar, aber nicht umgekehrt; die Konzepte sind ineinander geschachtelt (Arrhenius ⊂ Brønsted ⊂ Lewis).
• Amphotere Teilchen (H₂O, HCO₃⁻, HSO₄⁻, Al(OH)₃) wirken je nach Partner als Säure oder Base.
• Stärke einer Brønsted-Säure korreliert mit der Stabilität der konjugierten Base (Mesomerie, Elektronegativität, Größe des Anions).
• Lewis-Säure-Base-Reaktionen sind Grundlage der Komplexchemie und vieler organischer Katalysen (Friedel-Crafts mit AlCl₃).

Kernpunkte

• Die Säurekonstante K_a misst die Dissoziation einer schwachen Säure; je größer K_a (je kleiner pK_a), desto stärker die Säure.
• Korrespondenzregel: K_a · K_b = K_w, also pK_a + pK_b = 14 (25 °C) für ein konjugiertes Paar in Wasser.
• Strukturelle Einflüsse auf die Säurestärke: höhere EN am gebundenen Atom, mesomere Stabilisierung des Anions und größere Atomradien (HI > HBr > HCl > HF) erhöhen die Stärke.
• Mehrprotonige Säuren (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂CO₃) dissoziieren stufenweise; jede Stufe hat ein eigenes pK_a, das mit jeder Abgabe deutlich steigt (schwerer, ein Proton von einem bereits negativen Ion abzulösen).
• Bei mehrprotonigen Säuren bestimmt meist die erste Dissoziationsstufe den pH, da pK_a1 ≪ pK_a2.
• Der Versatz zwischen den pK_a-Stufen (Δ ≈ 5) führt zu zwei getrennten Äquivalenzpunkten in der Titrationskurve.
• Säurestärke ist nicht gleich Konzentration: Eine verdünnte starke Säure kann einen höheren pH haben als eine konzentrierte schwache Säure.

Kernpunkte

• Neutralisation: Säure + Base → Salz + Wasser; die Nettoreaktion ist H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O mit Δ_R H ≈ −57 kJ/mol (Neutralisationsenthalpie).
• Der pH einer Salzlösung hängt von der Stärke der „Mutter"-Säure und -Base ab: Salz aus starker Säure + starker Base (NaCl) → neutral.
• Salz aus starker Säure + schwacher Base (NH₄Cl) → sauer, weil das NH₄⁺-Kation protolysiert (NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺).
• Salz aus schwacher Säure + starker Base (CH₃COONa) → basisch, weil das Acetat-Anion protolysiert (CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻).
• Salz aus schwacher Säure + schwacher Base: der pH hängt vom Verhältnis K_a/K_b ab.
• Hydrolyse (Protolyse von Ionen) ist die Rückreaktion der Neutralisation für schwache Komponenten und erklärt die saure/basische Reaktion vieler Salzlösungen.
• Hydratisierte Metallkationen kleiner, hochgeladener Ionen (Al³⁺, Fe³⁺) wirken sauer, da das gebundene Wasser leichter ein Proton abgibt.

Kernpunkte

• Säure-Base-Indikatoren sind selbst schwache Säuren/Basen, deren protonierte und deprotonierte Form unterschiedliche Farben haben; der Umschlag erfolgt im Bereich pK_a(Indikator) ± 1.
• Wichtige Indikatoren: Methylorange (3,1–4,4 rot/gelb), Lackmus (5–8), Bromthymolblau (6,0–7,6 gelb/blau), Phenolphthalein (8,2–10,0 farblos/pink).
• Der Indikator muss so gewählt werden, dass sein Umschlagsbereich in den steilen pH-Sprung am Äquivalenzpunkt fällt.
• Maßanalyse (Titration): aus dem Volumen einer Maßlösung bekannter Konzentration am Äquivalenzpunkt wird die unbekannte Stoffmenge berechnet (n_Säure = n_Base bei 1:1).
• Direkte Titration, Rücktitration (Überschuss zugeben, Rest zurücktitrieren) und Substitutionstitration sind die wichtigsten Verfahrensvarianten.
• Potentiometrische Titration mit pH-Elektrode liefert den Äquivalenzpunkt indikatorfrei aus dem Wendepunkt der Kurve (genauer als Farbumschlag).
• Fehlerquellen: falscher Indikator, ungenaues Ablesen des Endpunkts, nicht kalibrierte Maßlösung (Titer), parallaktischer Lesefehler an der Bürette.

Kernpunkte

• Oxidation = Elektronenabgabe, Reduktion = Elektronenaufnahme; Redox-Reaktion ist gekoppeltes Paar (Redoxpaar).
• Oxidationszahl: gedachte Ionenladung, wenn alle Bindungen ionisch wären; Regeln: Element = 0, einatomige Ionen = Ladung, F = −1, O = −2 (Ausnahmen Peroxide, OF₂), H = +1 (außer Hydride).
• Halbreaktionen separat ausgleichen (Atome, dann O mit H₂O, H mit H⁺, Ladungen mit e⁻); im Basischen anschließend mit OH⁻ neutralisieren.
• Spannungsreihe der Metalle: ordnet Metalle nach Standardelektrodenpotential E°; unedle Metalle (Li, K, Na, Mg, Zn) reduzieren edle Ionen (Cu²⁺, Ag⁺, Au³⁺).
• Redoxreihe als Werkzeug: Edler Metallkationen oxidieren unedlere Metalle (Beispiel: Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺).
• Disproportionierung: ein Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert (z. B. Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaOCl + H₂O).
• Synproportionierung: Umkehrung der Disproportionierung; zwei verschiedene Oxidationsstufen reagieren zur mittleren.

Kernpunkte

• Galvanische Zelle wandelt chemische in elektrische Energie; aus zwei Halbzellen, verbunden über Salzbrücke (Ionenleitung) und Außenleiter (Elektronenleitung).
• Anode (Oxidation, Minuspol bei der galvanischen Zelle) und Kathode (Reduktion, Pluspol); im Außenkreis fließen Elektronen von Anode zu Kathode.
• Standardzellpotential: E°_Zelle = E°_Kathode − E°_Anode (jeweils als Reduktionspotentiale); positiver Wert → spontane Reaktion.
• Daniell-Element: Zn|Zn²⁺ ‖ Cu²⁺|Cu mit E°_Zelle = +1,10 V.
• Konzentrationsabhängigkeit über Nernst-Gleichung: E = E° + (RT/zF)·ln([Ox]/[Red]) ≈ E° + (0,059 V/z)·log([Ox]/[Red]) bei 25 °C.
• Konzentrationszelle: gleiche Halbzellen, aber unterschiedliche Konzentrationen; treibt Reaktion, bis Konzentrationen gleich sind.
• Brennstoffzelle: kontinuierliche Zufuhr von Reaktanten (H₂/O₂); hoher Wirkungsgrad direkt aus Δ_R G.

Kernpunkte

• Elektrolyse: erzwungene Redoxreaktion durch äußere Spannungsquelle; Anode (+, Oxidation) und Kathode (−, Reduktion).
• Zersetzungsspannung U_z muss überwunden werden; in Wasser kommt Überspannung an Gaselektroden hinzu (z. B. H₂/O₂).
• 1. Faraday-Gesetz: abgeschiedene Masse m ∝ Ladung Q = I·t; m = (M·I·t)/(z·F), F = 96485 C/mol.
• 2. Faraday-Gesetz: bei gleicher Ladung sind die Stoffmengen umgekehrt proportional zur Ladungszahl z.
• Anwendungen: Schmelzflusselektrolyse (Aluminium aus Al₂O₃ bei 950 °C in Kryolith), Chloralkali-Elektrolyse (NaCl-Lösung → Cl₂ + NaOH + H₂), Galvanik (Verkupferung, Vernickelung), Aufladen von Akkus (Pb-Akku, Li-Ionen-Akku).
• Korrosion (Rosten von Eisen) ist eine lokal-galvanische Reaktion; Schutz durch Opferanode (Mg, Zn), Beschichtung oder kathodischen Schutz.
• Akku: galvanische Zelle, die durch Umkehrung der Stromrichtung wieder aufgeladen werden kann; Pb-Akku 2 V, Li-Ionen-Akku 3,7 V Nennspannung.

Kernpunkte

• Bei der Redoxtitration reagiert eine Maßlösung als Oxidations- oder Reduktionsmittel; der Äquivalenzpunkt entspricht dem stöchiometrischen Elektronenausgleich.
• Manganometrie (KMnO₄): MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O; das tiefviolette Permanganat ist sein eigener Indikator (erster bleibender Rosaschimmer).
• Iodometrie: I₂ + 2 e⁻ → 2 I⁻; indirekte Bestimmung von Oxidationsmitteln über freigesetztes Iod, das mit Thiosulfat (S₂O₃²⁻) titriert wird; Stärke als Indikator (tiefblauer Komplex).
• Cerimetrie und Dichromatometrie sind weitere Standardverfahren; die Wahl richtet sich nach Potential und Selektivität.
• Stöchiometrie über Elektronen: n(Oxidationsmittel)·z_ox = n(Reduktionsmittel)·z_red.
• Der Potentialverlauf einer Redoxtitration zeigt analog zur Säure-Base-Titration einen Sprung am Äquivalenzpunkt (potentiometrische Detektion möglich).
• Anwendungen: Eisengehalt in Erzen (Manganometrie), Vitamin-C-Bestimmung, Chlorgehalt in Schwimmbädern, Sauerstoffbestimmung nach Winkler.

Kernpunkte

• Eine Batterie ist eine nicht wiederaufladbare galvanische Zelle (Primärzelle); ein Akkumulator (Sekundärzelle) ist durch Stromumkehr wieder aufladbar.
• Zink-Kohle- und Alkali-Mangan-Batterien (1,5 V) nutzen die Oxidation von Zink und die Reduktion von Mangan(IV)-oxid.
• Blei-Akku (2 V/Zelle): Entladung Pb + PbO₂ + 2 H₂SO₄ → 2 PbSO₄ + 2 H₂O; beim Laden läuft die Reaktion rückwärts. Hohe Leistung, aber schwer.
• Lithium-Ionen-Akku (3,6–3,7 V): Li⁺-Ionen wandern beim Laden/Entladen zwischen Graphit-Anode und Metalloxid-Kathode (Interkalation); hohe Energiedichte.
• Brennstoffzelle: kontinuierliche Zufuhr von Brennstoff (H₂) und Oxidationsmittel (O₂); Anode 2 H₂ → 4 H⁺ + 4 e⁻, Kathode O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O; Produkt ist nur Wasser.
• Der theoretische Wirkungsgrad der Brennstoffzelle ist hoch, da die Energie direkt aus Δ_R G und nicht über den Umweg Wärme/Carnot gewonnen wird.
• Bewertungsaspekte: Energiedichte, Lebensdauer, Selbstentladung, Ressourcenverfügbarkeit (Lithium, Kobalt) und Recyclingfähigkeit.

Kernpunkte

• Korrosion ist eine elektrochemische Reaktion: An lokalen Anoden wird das unedle Metall oxidiert (Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻), an lokalen Kathoden Sauerstoff reduziert (O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻).
• Voraussetzungen für Rosten von Eisen: Wasser (Elektrolyt) und Sauerstoff; Salze (Streusalz) und Säuren beschleunigen den Prozess durch höhere Leitfähigkeit.
• Sauerstoffkorrosion (neutral/basisch) bildet Rost (Fe₂O₃·x H₂O); Säurekorrosion (Wasserstoffkorrosion) setzt zusätzlich H₂ frei.
• Lokalelement: Kontakt zweier Metalle unterschiedlichen Potentials beschleunigt die Korrosion des unedleren Metalls (Kontaktkorrosion).
• Aktiver Schutz durch Opferanode: Ein unedleres Metall (Zn, Mg) wird kontaktiert und korrodiert bevorzugt — kathodischer Schutz (Schiffsrümpfe, Pipelines).
• Passiver Schutz: Beschichtung (Lack, Kunststoff), Verzinkung (Zn-Schicht schützt auch bei Verletzung als Opferanode) oder Passivierung durch dichte Oxidschicht (Al₂O₃, Edelstahl-Chromoxid).
• Fremdstromschutz: Eine äußere Spannungsquelle hält das Bauteil künstlich auf Kathodenpotential.

Kernpunkte

• Stoffklassen-Übersicht: Alkane (−), Alkene (C=C), Alkine (C≡C), Aromaten (Phenyl), Alkohole (−OH), Aldehyde (−CHO), Ketone (>C=O), Carbonsäuren (−COOH), Ester (−COOR), Amine (−NH₂), Amide (−CONH−), Ether (−O−), Halogenalkane (−X).
• IUPAC-Regeln: längste C-Kette finden, Substituenten als Präfixe nummerieren, Lokanten so wählen, dass die Summe minimal wird; funktionelle Gruppe bestimmt das Stamm-Suffix.
• Suffixrangfolge (höchste Priorität als Hauptgruppe): Carbonsäure > Ester > Amid > Nitril > Aldehyd > Keton > Alkohol > Amin.
• Eigenschafts-Korrelation: Polarität und Wasserstoffbrückenfähigkeit der Gruppe bestimmen Siedepunkt und Löslichkeit (Methanol < Ethanol < Propanol in unpolaren Lösungsmitteln; umgekehrt in Wasser).
• Isomerie: Konstitutionsisomere (Ketten-, Stellungs-, Funktionsisomere), Stereoisomere (Konfigurations- und Konformationsisomere).
• Funktionelle Gruppen lenken Reaktivität — z. B. machen −OH und −NH₂ den Ring aktiver, −NO₂ und −COOH desaktivieren ihn.
• Schlüsselreaktionen: Oxidation primärer Alkohol → Aldehyd → Carbonsäure; sekundärer Alkohol → Keton (nicht weiter); tertiärer Alkohol nicht (unter milden Bedingungen) oxidierbar.

Kernpunkte

• S_N2: konzertierter Mechanismus; Rückseiten-Angriff des Nukleophils; Übergangszustand mit 5 Partialbindungen; bevorzugt bei primären Halogenalkanen, starken Nukleophilen, polar-aprotischen Lösungsmitteln.
• S_N1: zweistufig — Bildung eines planaren Carbeniumions als Zwischenstufe; bevorzugt bei tertiären Substraten und polar-protischen Lösungsmitteln; ergibt Racemisierung.
• E2: konzertierte Eliminierung; antiperiplanare Anordnung von H und Abgangsgruppe; bevorzugt bei starker Base, hoher Temperatur, sterisch gehindertem Substrat.
• E1: Carbeniumion analog zu S_N1, gefolgt von Protonenabgabe; konkurriert mit S_N1 bei tertiären Substraten.
• Substratabhängigkeit: primär begünstigt S_N2/E2, tertiär S_N1/E1, sekundär abhängig von Reaktionsbedingungen.
• Stereochemie: S_N2 → Walden-Umkehr (Inversion); S_N1 → Racemisierung; E2 → meist Saytzeff-Produkt (stabileres Alken).
• Konkurrenz Substitution vs. Eliminierung: hohe T und sterisch anspruchsvolle Basen (z. B. KOtBu) begünstigen Eliminierung.