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:-Definitionen:
Redoxreaktion:
Oxidation
Abgabe von Elektronen, Erhöhung der Oxidationszahl
Reduktion
Aufnahme von Elektronen, Erniedrigung der Oxidationszahl
Elektronenabgabe
 Oxidation, Reduktionsmittel
Elektronenaufnahme
 Reduktion, Oxidationsmittel
Oxidationsmittel:
Elektronenakzeptor, wird selbst reduziert
Reduktionsmittel
Elektronendonator, wird selbst oxidiert
Oxidationskraft
zieht Elektronen stark an
Reduktionskraft
gibt Elektronen leicht ab
Oxidierte Form
durch Ox. aus red. Form entstandenes Produkt (POSITIVER GELADEN)
Reduzierte Form
durch Red. aus ox. Form entstandenes Produkt (NEGATIVER GELADEN)
Dehydrierung
Spezialfall der Oxidation, wobei H abgespalten wird
Hydrierung
Addition von H, oft mit Katalysator
Elektromotorische Kraft
Die Spannung zwischen den beiden Elektroden einer elektrochemischen Zelle entspricht der
elektromotorischen Kraft (EMK).
ΔG = -zF ΔE  ΔE=elektromotorische Kraft
Normalpotenzial
Metallelektrode unter Standardbedingungen (1013 hPa, 25°C) in einer 1 molaren
Metallsalzlösung und Bestimmung der Normaldifferenz zur Normalwasserstoffelektrode 
E0-Werte sind charakteristische Konstanten für Redoxpaar und Maß für Ox./Red.kraft
Spannungsreihe
Für alle Redoxpaare lassen sich Normalpotenziale bestimmen  aufgeschrieben in der
Elektrochemischen Spannungsreihe (oben Redoxpaar mit größter Red.kraft  besonders
neg. Spannung, unten Redoxpaar mit größter Ox.kraft  besonders positive Spannung VON
OX FORM ZUR REDUZIERTER, ALSO REDUKTION)
Elektrodenpotenzial
Stehen zwei Elektroden im Kontakt mit einem Elektrolyten, lässt sich zwischen ihnen eine
elektrische Spannung messen. Das Elektrodenpotential (Symbol: E) gibt an, welche
elektrische Spannung eine Elektrode liefern kann oder welche Spannung benötigt wird, um –
beispielsweise bei einer Elektrolyse – einen bestimmten Zustand aufrecht zu erhalten.
Oxidationszahlen bestimmen können
Element/Molekül alleine  0
Einfache Ionen  Ladung
Fluor  -1
Sauerstoff  -2 (außer bei Peroxiden, da -1)
Wasserstoff  +1 (außer mit Metallen, da -1, also Hydriden)
Komplexe Ionen  Oxidationszahlen müssen sich ergänzen
Metalle immer positive oder 0
Redoxgleichungen aufstellen/ergänzen
1. Formeln der Edukte und Produkte aufschreiben und Oxidationsstufen angeben
2. Änderungen der Oxidationsstufen Reduktion und Oxidation entnehmen und
Teilreaktionen getrennt notieren, eventuell Faktoren um Anzahl der wandernden
Elektronen auszugleichen
3. Gesamtreaktion bilden
4. Weiter Bestandteile ergänzen, die zum Ladungsausgleich oder für Gesamt-Bilanz
erforderlich sind (z.B. H20, H+, OH-)
Nernst-Gleichung
Aufbau/Funktion einfacher elektrochemischer Zellen (Daniell-Element,
Normalwasserstoffelektrode)
Beispiel Zink und Kupfer (Daniell-Element):
Zinkblech in ZnSO4-Lösung und Kupferblech in CuSO4-Lösung, räumlich voneinander
getrennt, aber über „Salzbrücke“ verbunden. Elektroden sind über Kabel und
Spannungsmesser verbunden.
Unter Abgabe von Zn2+ werden an der Anode Elektronen frei  wandern über Kabel zur
Kathode (Kupferelektrode), wo sich Cu2+-Ionen unter Aufnahme der Elektronen abscheiden.
Salzbrücke wichtig, da äußerer Ladungstransport durch Ionenwanderung ausgeglichen wird.
 elektrochemische Zelle (Daniell-Element), der fließende Strom kann Arbeit verrichten
Normalwasserstoffelektrode:
Die Bezugshalbzelle für die Elektronenpotenziale ist die Normalwasserstoffelektrode. Sie
besteht aus einer Platinelektrode (sehr edles Metall), dass bei 25°C in eine Säurelösung mit
c=1 mol/l (pH=0) eingetaucht wird und von Wasserstoffgas bei 1013 hPa Druck umspült wird.
Die Redoxteilreaktion an der Paltinoberfläche ist:
2 H3O+ + 2e-  H2 + 2 H2O
Bringt man nun eine andere Halbzelle mit dieser in Kontakt, dann gibt es zweierlei möglichen
Elektronenfluss.
1. Von Halbzelle zur Normalwaserstoffelektrode  negatives Vorzeichen
2. Von Normalwasserstoffelektrode zur Halbzelle  positives Vorzeichen
Für Vergleiche werden die Metallelektroden unter Standardbedingungen in eine 1 Molare
Metallsalzlösung getaucht. Die E0-Werte sind charakteristisch für jedes Redoxpaar.
Spannungsreihe  Vorhersage von Redoxreaktionen
Geordnet nach positivsten und negativsten Spannungswert
Von unedel zu edel sinkt die Reduktionskraft und steigt die Oxidationskraft (neg. Spannung
 pos. Spannung)
ΔE=Ekathode- Eanode
Anode: gibt Elektronen ab
Kathode: nimmt Elektronen auf
Biologisch relevante Redox-Systeme kennen
(Chinhydron-System, Cystein-Cystin-Reaktion)
Die Normalpotenziale sind pH-Wert-abhängig, z.B. ist die Reduktionskraft des Wasserstoffs
bei pH=7 stärker als in saurem Milieu.
Chinhydron-Elektrode:
Redoxpaar Hydrochinon/Chinon  als Hydochinon bezeichnet
Taucht eine inerte Platinelektrode in eine Messlösung, in der Chinon und Hydrochinon in
gleicher Konzentration enthalten sind, ist das Potenzial der Halbzelle nur noch vom pH-Wert
der Messlösung abhängig. Aus der Potenzialdifferenz kann so der pH-Wer errechnet
werden.
 Wichtig bei Atmungskette und kommt in allen bekannten Lebewesen vor
Komplexchemie:
Komplex
Ein Komplex (oder Koordinationsverbindung) ist eine Struktur, bei der ein Zentralatom (meist
ein Metallion), das in seiner Elektronenkonfiguration Lücken aufweist, von einem oder
mehreren Molekülen oder Ionen (den Liganden) umgeben ist, die jeweils mindestens ein
freies Elektronenpaar für die Bindung zur Verfügung stellen. Die entstehende Bindung ist
eine koordinative Bindung, bei der beide Bindungselektronen vom Liganden stammen.
Koordinationszahl
Zähnigkeit
Liganden sind abhängig von der Anzahl ihrer Donator-Atome unterschiedlich zähnig, z.B.
gitb es einzähnige wie den Ammoniak, aber auch mehrzähnige sog. Chelatoren, die
Chelatkomplexe mit dem Zentralion bilden, wie z.B. Ethylendiamin (1,2-Diaminoethan)
Zentralion
Atom, dass in seiner Elektronenhülle Lücken aufweist, v.a. Metalle  Lewis-Säuren
(Elektronenakzeptoren)
Spurenelement
Für den Organismus essenzielle chemische Element, die in lebenden Organismen nur in
Spurenanteilen vorkommen.
Ligand
Bezeichnet ein Atom/Molekül, das über eine koordinative Bindung an ein Zentralion
koordiniert  Lewis-Basen (Elektronendonatoren)
Eigenschaften und Unterschiede von Bindungen (ionisch, koordinativ, kovalent, metallisch)
Koordinative:
Beide Elektronen von einem Partner  Lewis-Säure und Lewis-Base
Ionische:
Beruht auf elektrostatische Anziehungskräfte unterschiedlich geladener Teilchen (Salze,
Inoengitter)
Kovalente:
Atombindung, Atome binden mindestens ein gemeinsames bindendes Elektronenpaar aus 
Edelgaskonf.
Metallische:
Auftreten von frei beweglichen delokalisierten Elektronen (Elektronenwolke) im Metallgitter 
Verursacht durch Anziehungskräfte zwischen Metallion und delok. Elektronen
Einfache Komplexe BENENNEN
Zur systematischen Benennung von Komplexsalzen gibt man zuerst das Kation (+)
(gleichgültig ob komplex oder nicht) und dann das Anion (-) an. Die Nennung der
Bestandteile einer Koordinationseinheit geschieht in folgender Reihenfolge:
1. Die Anzahl der Liganden wird durch vorangestellte griechische Zahlwörter
angegeben: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa usw.
2. Art der Liganden: Die verschiedenen Liganden werden ohne Berücksichtigung ihrer
Anzahl und ihrer Ladung in alphabetischer Reihenfolge genannt. Anionische
Liganden erhalten die Endung -o an ihren Anionennamen (Bsp: Chlorido). Die Namen
neutraler oder kationischer Liganden werden nicht verändert. Ausnahmen von dieser
Regel sind die Namen von Wasser (aqua), Ammoniak (ammin), CO (carbonyl) und
NO (nitrosyl).
3. Zentralion: In einem komplexen Anion erhält das Zentralion (mit lateinischem
Wortstamm) die Endung -at. Ist der Komplex ein Kation oder ein neutrales Molekül,
dann ändert sich der Name des Zentralions (mit deutscher Bezeichnung) nicht,
4. Ladung des Zentralions: Die Ladung des Zentralions (= Oxidationszahl) wird durch
eine in runden Klammern gesetzte römische Ziffer („Stock-Zahl“) angegeben und dem
Namen der Koordinationseinheit nachgestellt. (Ein Pluszeichen wird nicht
geschrieben; für Null wird die arabische Ziffer 0 benutzt.)
Der vollständige Name der Koordinationseinheit wird in einem Wort geschrieben. Bis auf die
Namen der Liganden aqua, ammin und nitrosyl werden die Namen aller neutraler Liganden
in Klammern gesetzt. Die Namen anorganischer anionischer Liganden werden dann in runde
Klammern gesetzt, wenn sie bereits numerische Vorsilben enthalten oder wenn dadurch
Mehrdeutigkeiten vermieden werden. Im Namen von Komplexsalzen wird zwischen den
Namen des Kations und des Anions ein Bindestrich geschrieben.
Komplexbildungs- und –zerfallskonstante vom MWG ausgehend ableiten
a*M + b*Lx <-> c*[MLx]
M: Zentralteilchen
L: Liganden
Wenn Du auf dieses Gleichgewicht das MWG anwendest, erhält man die
Komplexbildungskonstante, ihr Kehrwert ist die Komplexzerfallskonstante.
Kk=[[MLx]]c/[M]a*[Lx]b
Je größer die Bildungskonstante, desto stärker ist die Tendenz in der entsprechenden
Lösung den Komplex zu bilden. Ansäuerung kann hierbei eine komplexzerfallende Wirkung
haben, da sie sich negativ auf das Gleichgewicht auswirkt (z.B. NH3 entfernt).
Für Zentralatome Na, K, Mg, Ca, Zn, Ag, Cu, Fe, Pt, Co, Ni  räumliche Beschreibung und
formulieren der Beispiele
Ag 2, Eisen 6, Cobalt 6,4 , Kupfer 4, nickel 4, Chrom 6,
Linear
Quadratisch planar
Tetraedrisch
Oktaeder
Zähnigkeit erkennen
Betrachten der möglichen freien Elektronenpaare und des räumliche Aufbaus des Moleküls
(drehbar usw.)
Struktur des Häms/Chlorophyll/Cytochrom c/Vitamin B12 beschreiben
Alle biochemisch wichtige Komplexe
Toxische Wirkung von Cyanid/CO erklären
Der Mechanismus der Cyanid-Vergiftung erfolgt durch Hemmung des Enzyms Cytochrom c
Oxidase in der Atmungskette. Es bindet sehr leicht an Eisen und macht so O2 Transport
unmöglich.
Kohlenmonoxid bindet etwa 210-mal stärker an den roten Blutfarbstoff Hämoglobin als
Sauerstoff, indem es an das Eisen des Hämoglobins bindet und so die Bindungsstelle des
Sauerstoffs blockiert.
Analyse, Trennverfahren, Strukturaufklärung:
Qualitative Analyse
Fällungsreaktion:
Fällungsreaktionen nennt man chemische Reaktionen, bei denen die Edukte (= die
Ausgangstoffe) im Lösungsmittel gelöst vorliegen und mindestens ein Produkt in diesem
Lösungsmittel un- oder schwerlöslich ist. Das schwerlösliche Produkt fällt aus, die Ausfällung
wird allgemein Niederschlag genannt
Redoxreaktion
z.B. Nachweis von Hg2+ mit Kupfercent
Komplexbildung
Komplexbildung kann typische Farbveränderungen hervorrufen
Flammenfärbung und Spektralanalyse
Elektronen werden angeregt und gehen in höhere Zustände über. Beim Rückfall aus dem
nicht stabilen Zustand in den Ausgangszustand geben die Elektronen die Energiedifferenz
ab, so dass Photonen bestimmter Wellenlänge und somit charakteristischer Farbe
entstehen.
Schickt man das emittierte Licht eines Elements mittels eines Spektroskops durch ein
Prisma, erhält man typische, charakteristische Linienspektren, die zur Identifizierung genutzt
werden können.
Na
gelb
K
violett
Li
rot
Ca
ziegelrot
Ba
grün
Cs
blau
Sr
rot
Quantitative Analyse
Titration
Stückweise hinzufügen einer Base oder Säure zu einem bestimmten Stoff
Wichtige Punkte:
Startpunkt:
1. Starke Säure: pH=-log(c(H3O+))
(mit starker Base)
2. Schwache Säure: pH=1/2*(pKs-log(c0(Säure))
(mit starker Base)
3. Starke Base: pH=14-log(c(OH-))
(mit starker Säure)
4. Schwache Base: pH=14-(1/2*(pKb-log(c0(Base)))) (mit starker Säure)
Halbäquivalenzpunkt:
pH=pKs
Äquivalenzpunkt:
1. =Neutralpunkt pH=7, pH=-log(c(H3O+)=-log(c(OH-))
2. HA+OH-A-+H2O
Es liegt nur noch A- vor  pH=14-(1/2*(pKb-log(c(A-)))  schwache Base
3. =Neutralpunkt pH=7, pH=-log(c(H3O+)=-log(c(OH-))
4. A-+H3O+H2O+HA
Es liegt nur noch HA vor  pH=1/2*(pKs-log(c(HA))  schwache Säure
Endpunkt:
1. pH=14-log(c(OH-))
2. pH=14-log(c(OH-))
3. pH=-log(c(H3O+))
4. pH=-log(c(H3O+))
Neutralpunkt:
pH=7
Photometrische Bestimmung von Konzentrationen
Monochromatische Strahlung durchläuft auf die Substanz und wird abgeschwächt.
Transmission T=I/I0  aufgetragen gegen die Wellenlänge ergibt sich ein typisches
Absorptionsspektrum.
Lambert-Beersche Gesetz: I/I0=10-ε*c*d
Trennverfahren und Strukturaufklärung
Chromatographische Verfahren
Beruht auf verschieden starker Adsorption einzelner Substanzen an einem Festkörper oder
verschieden großer Löslichkeit in zwei nicht oder nur wenig mischbaren Phasen.
Im Laufmittel (mobile Phase) gelöste Substanzgemisch wandert mit diesem an der
Oberfläche des Festkörpers oder des mit der Flüssigkeit benetzten Festkörpers langsam
vorbei, hierbei Trennvorgang. Festkörper wird als stationäre Phase bezeichnet. Der
zurückgelegte Substanzweg ist umso größer, je geringer die Adsorption am Festkörper bzw.
je kleiner die Löslichkeit im Flüssigkeitsfilm des benetzten Festkörpers.
Ri-Wert: Ri=zurückgelegter Weg der Substanz/zurückgelegter Weg der reinen mobilen
Phase  Temperatur, Konzentration und Materialien wirken sich auf Ri-Wert aus
Typen:
Dünnschichtchromatographie
Dünne Schicht auf Glasplatte
Säulenchromatographie
Lösung der zu trennenden Stoffe bzw. Eluierungsmittel strömt unter Schwerkrafteinfluss
durch das Adsorbens
Gaschromatographie
1) Probenaufgabe  Probe wird dicht in Trägergasstrom (mobile Phase) gebracht und ggf.
zuvor verdampft
2) Trennsäule  stationäre Phase ist meist hochsiedende Flüssigkeit
3) Detektor  wandelt Konzentration in elektrisches Signal um
4) Messgerät  verstärkt und zeichnet auf
Ionentauscher
Ionentauscher oder Ionenaustauscher sind Materialien, mit denen im Wasser gelöste Ionen
gegen andere Ionen der gleichen Art ersetzt werden können. Ionentauscher kommen als
Säulen, die mit einem Ionenaustauschermaterial gefüllt sind, oder als Membranen in den
Handel und werden von der zu behandelnden Lösung durchströmt. Die auszutauschenden
Ionen werden am Ionenaustauschermaterial gebunden, das seinerseits dafür eine
äquivalente Stoffmenge von vorher gebundenen Ionen in die Lösung abgibt. Beispielsweise
kann ein Kationen-Ionenaustauscher Calcium-Kationen, die im normalen Leitungswasser
gelöst sind gegen Natrium-Kationen, die an den Ionenaustauscher gebunden sind,
austauschen. (Bsp. Zeolith)
Löslichkeitsprodukt
Bezeichnung für das Produkt der Konzentrationen der Ionen in einer gesättigten Lösung
eines Elektrolyten. Abhängig von Temperatur, Druck und Art des Lösungsmittels. Das
Löslichkeitsprodukt ist eine Konstante. Es gibt an, in welchem Maße ein Salz in seine Ionen
dissoziiert und ab wann sich ein Bodenkörper bildet. Fügt man allerdings die Ionen eines
schwerlöslichen Salzes in wässriger Lösung zusammen, so fällt der Niederschlag aus,
sobald das Produkt der Ionenkonzentration den Wert des LPs überschreitet.
Ionenprodukt
Bezeichnung für das Produkt der Konzentrationen aller infolge elektrolytischer Dissoziation in
einer Lösung vorhandenen Ionen.
Amalgam
Legierung aus Hg und Na
Indikator definieren und Wirkungsweise
Indikatoren sind organische Farbstoffe, deren Lösung bei pH-Wert-Änderung die Farbe
wechselt. Es sind Säure-Base-Paare aus schwacher Säure und schwacher konjugierter
Base. pH=pKs(Ind)+log(cInd-/cHind)
Umschlagsbereich pH=pKs(Ind)+-1
Neutralisation:
Chem. Prozess der Vereinigung von H+ und OH- zu H2O. Hierbei werden -57,4 kJ/mol an
Energie frei.
Kinetik:
Reaktionsentrophie
Die Entropie S ist ein Maß für die Ordnung eines Systems. Festkörper hat geringere
Entropie als Flüssigkeit, diese geringere als Gas. Die Entropie ist eine Zustandsfunktion und
hat unter bestimmten Bedingungen einen konstanten Wert. Da bei chemischen Reaktionen
oft die Ordnungszustände verändert werden, sind diese häufig mit einer Entropieänderung
verbunden, die als Reaktionsentropie bezeichnet wird. Begünstigt ist die Entropiezunahme.
Die Entropieänderung ΔS kann eine Reaktion also bremsen oder fördern.
Reaktionsenthalpie
Die Reaktionswärme ΔH wird als Reaktionsenthalpie bezeichnet. Sie ist eine
Zustandsfunktion, d.h. sie ist nur abhängig vom derzeitigen Zustand und nicht davon, wie
dieser erreicht wurde. Sie wird bei Standardbedingungen (25°C, 1013hPa) angegeben.
Gibbs‘ freie Energie
ΔG wird als Gibbs‘ freie Reaktionsenergie bezeichnet. ΔG gibt die maximale Arbeit an, die
bei einer Reaktion geleistet werden kann bzw. für den Ablauf der Reaktion benötigt wird.
Gibbs‘-Helmholtz-Gleichung
ΔG=ΔH-T*ΔS  im geschlossenem System
Isotherm
Temperatur bleibt konstant
Isobar
Druck bleibt konstant
Endergon
Bei einer Reaktion muss Arbeit aufgewendet werden, ΔG größer 0
Exergon
Reaktion, die Arbeit zu leisten vermag, läuft freiwillig ab, wird exergon genannt. ΔG kleiner 0
Endotherm
Reaktionen, für deren Ablauf Wärmezufuhr notwendig ist. (Reaktionswärme ist bei
konstantem Druck die Differenz der Enthalpie zwischen den Produkten und Edukten  ΔH)
Exotherm
Reaktionen, in deren Verlauf Wärme frei wird.
Reaktionsgeschwindigkeit
Es kommt vor, dass weniger stabile Produkte bevorzugt entstehen. Nicht mit
Thermodynamik erklärbar  bevorzugt gebildeten Produkte entstehen schneller
Bei Reaktion A  B kann RG durch die Abnahme der Konzentration des Ausgangsstoffes
oder die Zunahme der Konzentration des Produktes ausgedrückt werden.
RG=-d[A]/dt bzw. RG=d[B]/dt
Läuft die Reaktion über einen Übergangszustand, der eine höhere Energie G hat, und kann
der Ausgangsstoff auch in ein anderes Produkt C umgewandelt werden, so entscheidet die
freie Aktivierungsenergie ΔG# (ΔG#=G(ÜZ)-G(A)) darüber, welches Produkt schneller
entsteht.
Reaktionsordnung
Reaktion nullter Ordnung
Derartige Reaktionen sind unabhängig von der Konzentration der Reaktanden, hier ist die
Reaktionsgeschwindigkeit also konstant. (z.B. Lichtabhängige Reaktionen)
Bei Reaktionen pseudo-nullter Ordnung ist die Reaktion zwar abhängig von der
Konzentration der Reaktanden, jedoch muss einer dabei erst aus einer mit ihm in einem
dynamischen Gleichgewicht stehenden anderen Form, die in so großem Überschuss
vorliegt, gebildet werden, so dass die Konzentration als konstant angesehen werden kann.
Beispiel hierfür ist die Iodierung von Aceton bei dem nur die Enolform reagiert, aber die
Ketoform zu nahezu 100 % vorliegt.
v=k
AB
Reaktion erster Ordnung. Hängt die RG nur von der Konzentration des Ausgangsstoffes A
ab, so spricht man von einem unimolekularen Prozess  Reaktion erster Ordnung,
Proportionalitätsfaktor ist die Geschwindigkeitskonstante k
v=k*[A]  t1/2=ln2/k Konstante Halbwertszeit
A+BC+D
Reaktion zweiter Ordnung, weil RG von Konzentration beider Ausgangsstoffe abhängig ist.
v=k*[A]*[B]
Durchläuft nun A eine Zwischenstufe A*, die sehr langsam entsteht, aber sehr rasch mit B zu
den Produkten reagiert, so ist der langsamste Schritt der RG-Kette der
geschwindigkeitbestimmende.
Generell ist RG stark temperaturabhängig, wobei eine Temperaturerhöhung die Reaktion
beschleunigt.
Gekoppelte Reaktionen
Reagiert ein Stoff A zu B und dieser sofort weiter zu C, so spricht man von gekoppelten
Reaktionen. Dabei gilt dann Kges=K1*K2
Fließgleichgewicht
ABC Dabei wird A aufgenommen, zu B umgewandelt, B wird in C überführt und
ausgeschieden. Bei gleicher Geschwindigkeit der Teilreaktionen bleibt B konstant. Es findet
ständig eine Umsetzung von A nach C statt, es fließt also Substanz durch das System Dies
bezeichnet man als Fließgleichgewicht. B ist ein stationärer Zustand. Fließgleichgewicht
kann nur durch Energiezufuhr aufrecht erhalten werden. System kann Arbeit leisten und ist
regulierbar.
Reversible Reaktionen
Viele chemische Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, d.h. sie sind reversibel. Hat sich
das Gleichgewicht eingestellt, ändern sich die Konzentrationen der Podukte und edukte nicht
mehr.
ΔG0 beschriebt die Energie bei 100% Umsatz: ΔG= ΔG0 +R*T*ln([C]*[D])/([A]*[B])
Im Gleichgewichtszustand bei ΔG=0 gilt: ΔG0 =-R*T*ln(K)
Katalyse
Organische Reaktionen durchlaufen oft einen energiereichen Übergangszustand. Die
Reaktion wird von der thermodynamischen Seite, die sich in ΔG (z.B. kleiner 0)
niederschlägt, und der kinetischen beeinflusst. Ist eine Reaktion thermodynamisch möglich
ΔG kleiner 0, läuft sie manchmal doch langsam ab, da ein ÜZ mit hohem ΔG# erreicht
werden muss. Ein Katalysator erniedrigt nun die freie Aktivierungsenergie ΔG# und
beschleunigt so die Reaktion. Die Gleichgewichtslage bleibt unbeeinflusst. Weder verbraucht
sich ein Katalysator, noch erscheint er im Endprodukt. Allerdings kann sich der
Reaktionsweg hierbei häufig ändern.
Parallelreaktionen
Parallelreaktionen A → B // A → C
Differenzielle/integrale Zeitgesetze für Reaktionen 0., 1., 2. Ordnung ableiten können
Auf einfache Beispiele anwenden (Halbwertszeit  K-Werte, Bestimmung von K-Werten)
Energiediagramme
Michaelis-Menten-Gleichung formulieren und Definition der enthaltenen Größen
E+S  ES  P+E
K1
K2
Enzym und Substrat bilden Enzymsubstratkomplex, wo Substrat in Produkt umgewandelt
wird und dann abgegeben.
v0=(vmax [S])/(Km+[S])
vmax ist die Michaelis-Konstante. Bei Km ist die Hälfte von vmax erreicht. Im Fall Km=[S] gilt
v0=vmax/2
vo ist die Geschwindigkeit der Enzymreaktion mit steigender Substratkonzentration, bevor
vmax erreicht wird. Km und vmax sind charakteristisch für bestimme Enzymkonzentrationen.
Kleines Km bewirkt max. katalytische Wirkung bei geringer Konzentration.