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Chemie Zusammenfassung Nino Läubli 10-928-794
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Inhaltsverzeichnis
Zustandsgrössen ............................................................................................. 2
Ideales und reales Gasgesetz.......................................................................... 2
Phasendiagramm ............................................................................................ 2
Atome ............................................................................................................. 2
Struktur ........................................................................................................... 2
Periodensystem .............................................................................................. 3
Energieniveau (Chrom) ................................................................................... 3
Bindungen ....................................................................................................... 3
Valenzstrichformel/ VSEPR ............................................................................. 4
Molekülorbitaltheorie .................................................................................... 4
Intermolekulare Kräfte ................................................................................... 4
Elektronegativität ........................................................................................... 4
Ionische Bindung ............................................................................................ 5
Ionen ............................................................................................................... 5
Ionengitter/Gitterenergie ............................................................................... 5
Born Haber-Kreisprozess ................................................................................ 5
Bildungsenthalpie ΔH°f ................................................................................... 5
Hydration ........................................................................................................ 5
Aufbauformen der festen Materie ................................................................. 6
Metallische Bindung ....................................................................................... 6
Metallische Eigenschaften .............................................................................. 6
Oxidationszahlen ............................................................................................ 6
Redoxreaktion................................................................................................. 6
Erster Hauptsatz der Thermodynamik ............................................................ 7
Wärmekapazität ............................................................................................. 7
Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik ......................................................... 7
Gibbs Energie .................................................................................................. 7
Clausius-Clapeyron-Gleichung ........................................................................ 8
Kinetik ............................................................................................................. 8
Arrhenius-Gleichung ....................................................................................... 8
Katalysator ...................................................................................................... 8
Gleichgewicht ................................................................................................. 8
Prinzip von Le Chatelier .................................................................................. 9
Löslichkeit ....................................................................................................... 9
Mischungen .................................................................................................... 9
Löslichkeitsprodukt ......................................................................................... 9
Säuren und Basen ......................................................................................... 10
Henderson-Hasselbalch-Gleichung ............................................................... 10
Elektrochemie ............................................................................................... 10
Elektrochemische Spannungsreihe ............................................................... 10
Spektroskopie ............................................................................................... 11
Lambert-Beer-Gesetz .................................................................................... 12
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Zustandsgrössen
Druck (p), Volumen (V), Temperatur (T)
Bar = 105 Pa
Normalbedingungen: 273.15K, 101.3kPa = 1 atm = 1.013 bar
1 mol = 6.02214 1023
(Avogadro-Zahl, NA)
(M = molare Masse, m = Masse, n = Mol)
1l = 1dm3
1000l = 1m3
Ideales und reales Gasgesetz
Allgemeine Gasgleichung: pV = nRT, R = 8.314
(ideale Gaskonstante)
Satz von Avogadro: Gleiche Volumina idealer Gase enthalten bei gleichem
Druck und gleicher Temperatur gleich viele Moleküle.
Gesetz von Boyle-Mariotte: p1V1 = p2V2 (wenn n, T = const)
Gesetz von Gay-Lussac: V1/T1 = V2/T2 (wenn n, p = const)
p1/T1 = p2/T2 (wenn n, V = const)
Van-der-Waals-Gleichung: (p + (n2a)/V
2)(V-nb) = nRT
Phasendiagramm
Dampfdruckkurve = Siedepunkskurve + Sublimationsdruckkurve
Kurven = Mischbereich der Phasen
Freiheitsgrade:
Kritischer Punkt und Tripelpunkt: keinen
Linien: einen Freiheitsgrad (Temperatur oder Druck)
Phasenräume: zwei Freiheitsgrade (Temperatur und Druck)
Atome
Atommasseneinheit = u (1u = Masse Proton bzw. Neutron)
Ordnungszahl: # Protonen
Massenzahl: # Protonen + # Neutronen
Isotope = selbes Element, unterschiedlich viele Neutronen
Struktur
Bohr-Atommodell: e
- auf Bahnen, innerste Bahn am wenigstens Energie
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Quantenzahlen:
Hauptquantenzahl n = Schale (n = 1, 2, 3,…)
Nebenquantenzahl l = Gestalt des Orbitals (l = 0, 1, … , (n-1))
Magnetquantenzahl m = Orientierung des Orbitals (m von –l bis +l)
Spinquantenzahl mS = Spin des Elektrons (n = -1/2 oder +1/2)
Anstelle der l-Werte 0, 1, 2, 3 können auch s, p, d, und f verwendet werden.
Besetzung der Elektronenschalen:
1. Pauli-Prinzip: 2 Elektronen haben nie dieselben 4 Quantenzahlen
2. Zuerst werden die energieärmsten Zustände besetzt
3. Hund’sche Regel: Energiegleiche Orbitale werden zunächst
einfach besetzt (Wichtig: Halbbesetzte Schalen sind besonders
stabil)
Periodensystem
Gruppe (gleiche Elektronenkonfig. in der Valenzschale = chemisch ähnlich)
Hauptgruppen (s- und p-Unterschalen)
Nebengruppen (d-Unterschalen)
Lanthanoide und Actinoide = f-Unterschalen
Edelgase = Elektronenkonfiguration ns2np
6 (ausser He = 1s
2), sehr stabil
Kurzschreibweise: [Kr] 4d10
5s2 5p
5 = 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6
He = 1s2
Ne = [He] 2s2 2p
6
Ar = [Ne] 3s2 3p
6
Kr = [Ar] 3d10
4s2 4p
6
Xe = [Kr] 4d10
5s2 5p
6
Rn = [Xe] 4f14
5d10
6s2 6p
6
Bemerkungen:
1. Der Atomradius nimmt in der Gruppe von oben nach unten zu, in
der Periode von links nach rechts ab.
2. Die Elektronegativität nimmt in der Gruppe von oben nach unten
ab, in der Periode von links nach rechts zu.
3. Die Ionisierungsenergie nimmt in der Gruppe von oben nach unten
ab, in der Periode von links nach rechts zu.
4. Der Metallcharakter nimmt in
der Gruppe von oben nach unten
zu, in der Periode von links nach
rechts ab.
Energieniveau (Chrom)
Bindungen
Kovalente Bindung (Nichtmetall –
Nichtmetall)
einfach, zweifach, dreifach, freie Elektronenpaare (Lone pairs)
Ionische Bindung (Nichtmetall – Metall)
Metallische Bindung (Metall – Metall)
5f 6d 7p 8s
4f 5d 6p 7s
4d 5p 6s
3d 4p 5s
3p 4s
2p 3s
2s
1s
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Valenzstrichformel/ VSEPR
# Valenzelektronen / 2 = # Elektronenpaare
Mesomerie= mehrere Möglichkeiten, um Struktur zu zeichnen (Benzen)
Dreidimensionale Struktur durch VSEPR (Valence Shell Electron Pair
Repulsion) – Theorie
Grösse: Dreifachbindung > Doppelbindung > freies E’paar > Einfachbindung
Molekülorbitaltheorie
Nur Atomorbitale mit gleicher
Symmetrie und gleicher Energie
überlappen. Insgesamt hat es immer
gleich viele Molekülorbitale wie
Atomorbitale.
Vorgehen für Zweiatomige Moleküle:
1. Energieniveau der beiden Atome zeichnen (Valenzorbitale
genügen).
2. Durch Überlappung von Orbitalen gleicher Energie gibt es ein
bindendes (tiefere Energie) und ein antibindendes (höhere Energie)
Orbital.
3. Elektronen gemäss Pauli und Hund verteilen.
4. Wenn sowohl bindend und antibinden gefüllt bindet nicht!
Intermolekulare Kräfte
1. Van der Waals Kräfte: nehmen mit der Grösse des Moleküls zu.
2. Dipol-Dipol Wechselwirkungen: Geometrische Schwerpunkte der
Ladungen dürfen nicht zusammenfallen. Schwerpunkte einzeichnen
mit negativer und positiver Partialladung.
3. H-Brücken: postiv polarisiertes H-Atom (an F, O oder N gebunden)
und freies Elektronenpaar von F, O oder N.
Reihenfolge der Kräfte:
VdWK < Dipol-Dipol WW < H-Brücken
Je mehr Kräfte, umso höher der Siedepunkt.
Gleiches löst sich in gleichem. (Beide Komponenten die gleichen Kräfte)
Elektronegativität
Entscheidend für Dipol und Ionenbindungen. Je höher der Unterschied,
desto polarer die Bindung. Höhere Elektronegativität erhält Elektronen.
Wenn Elektronegativitätsdifferenz ΔEN > 1.7 Ionische Bindung
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Ionische Bindung
Coulomb Gesetz: (elektrostatische Anziehung von Anion und Kation)
EC = -1
4 0
Q1Q2
r
mit den Ladungen Q1 und Q2 und dem Abstand r.
(Elementarladung: e = 1.602 * 10-19
)
Die Energie in 1mol Salz ist E = ECNA, wobei A = Madelungskonstante.
Ionen
Sulfat Carbonat Phosphat Hydroxid Nitrat
SO42-
CO32-
PO43-
OH- NO3
-
Ionengitter/Gitterenergie
Beim zusammenfügen von zwei gasförmigen Ionen, wird Gitterenergie frei.
Diese berechnet man mit dem Born-Haber-Kreisprozess.
Satz von Hess: Die Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion hat
einen festen Betrag, unabhängig davon, in wie vielen Schritten die Reaktion
abläuft.
Born Haber-Kreisprozess
Sublimationsenergie: Energie für Übergang von fest zu gasförmig
(= Schmelzenergie + Verdampfungsenergie)
Dissoziationsenergie: Energie um kovalente Bindung vollständig
zu spalten.
Ionisierungsenergie: Energie um ein Elektron vom Atom oder
Molekül zu trennen.
Elektroaffinität: Energie um ein Elektron aus einem einfach negativ
geladenen Ion zu lösen (Ionisierungsenergie eines Anions)
Bildungsenthalpie ΔH°f
• Sublimation: ΔHsub • e‐‐Anlagerung: EA
• Dissoziation: ΔHdiss • Gitter‐Bildung: U
• Ionisierung: IE
ΔH°f = ΔHsub + ΔHdiss + U + EA + IE
Hydration
Die freien Elektronenpaare werden von den Kationen, die Wasserstoff-
Atome von den Anionen angezogen. (Ion-Dipol-Anziehung)
Lösungsenthalpie = Gitterenergie + Hydratisierungsenergie
Lösungsenthalpie > 0 Endotherm
Lösungsenthalpie < 0 Exotherm
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Aufbauformen der festen Materie
Kristallin: regelmässig in Kristallgitter angeordnet (mit Fernordnung)
Bsp: Salz, Zucker, Metall
Teilkristallin: sowohl kristalline als auch amorphe Bereiche
Bsp: PE, PVC, PET, etc. (Polymere)
Amorph: keine geordnete Struktur (auch keine Fernordnung)
Bsp: Glas, Harz, Kunststoffe
Metallische Bindung
Valenzel. befinden sich im Elektronengas (wirkt wie Kleber für Rümpfe).
Bändertheorie: damit leitfähig Elektronen im Leitungsband (energetisch
am tiefsten, nicht vollständig besetzt)
Leiter: Valenz- und Leitungsband überschneiden sich
Elektronen gelangen leicht ins Leitungsband
Halbleiter: Zwischen Valenz- und Leitungsband ist verbotene Zone
(Bandgap). Unter gewissen Umständen können e- aber ins LB.
(Temperaturabhängig; je höher, umso besser leitet (nur HL!))
Isolator: Bandgap zu gross, keine Elektronen im Leitungsband.
Metallische Eigenschaften
Wärmeleitfähigkeit: Delokalisierte Elektronen werden durch
Wärmezufuhr schneller bewegt.
Duktilität, Härte: Unterscheidung zwischen makrokristallin (Bildung
von grossen Kristallen) und mikrokristallin (Bildung von kleinen
Kristallen).
Metallischer Glanz: Braucht Glatte Oberfläche und bewegliche
Elektronen. (= Totalreflektion)
Oxidationszahlen
Fiktive Ionenladung aufgrund der Elektronegativität
Regeln:
1. Oxidationszahl von Elementen = 0
2. Summe der OZ = Gesamtladung der Verbindung
3. Alkalimetall = +1, Halogene = -1
(Ausnahme: wenn mit Sauerstoff positiv (ausser Fluor))
4. Wasserstoff = +1 ausser bei Verbindung mit Alkalimetallen
5. Sauerstoff = -2 ausser mit Fluor oder O-O
Redoxreaktion
Oxidationszahlen werden verändert (immer Reduktion und Oxidation!)
Reduktion: Elektronen Aufnahme (Oxidationszahl wird negativer)
Oxidation: Elektronen Abgabe (Oxidationszahl wird positiver)
Reduktionsmittel: Wird oxidiert (Oxidationszahl wird positiver)
Oxidationsmittel: Wird reduziert (Oxidationszahl wird negativer)
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Erster Hauptsatz der Thermodynamik
dU = dQ + dW, U = innere Energie, Q = Wärme und W = -pext ΔV = Arbeit
Wärmetransport bei konstantem Volumen: W = 0 dU = dQ
Wärmetransport bei konstantem Druck: dQ = dU + dpV = dH, H = Enthalpie
Enthalpie ist die Summe der inneren Energie U und der Volumenarbeit pV.
Wärmekapazität
Benötigte Energie, damit Temperatur im System um 1K zunimmt.
Wärmekapazität bei konstantem Volumen: ΔU = ncV ΔT
Wärmekapazität bei konstantem Druck: ΔH = ncP ΔT
cP und cV = stoffspez., normierte Wärmekapazität pro Masse oder pro Mol.
Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik
Es gibt keine Zustandsänderung, deren einziges Ergebnis die Übertragung
von Wärme auf einen anderen Körper ist. Entropie vergrössert sich
ΔSGes = ΔSSystem + ΔSUmgebung, mit ΔSUmgebung = −ΔHSystem / T
T = const:
V = const:
P = const:
ΔSGes > 0 Prozess irreversibel (spontan, wenn Vorgang Energie erhöht.)
ΔSGes = 0 Prozess reversibel (umkehrbar)
Gibbs Energie
ΔrG (T) = ΔrH (T) – T ΔrS = Σ Δf G (Produkte) ‐ Σ Δf G (Edukte)
ΔrG > 0: Reaktion läuft nicht spontan, nur wenn man Energie zugibt
(endergone Reaktion)
ΔrG < 0: Reaktion läuft spontan ab (exergone Reaktion) (nicht zwingend)
ΔrG = 0: Gleichgewichtszustand (reversibel)
Reaktionsenthalpie
ΔrH (T) = Σ vi Δf H (Produkte) ‐ Σ vi Δf H (Edukte)
ΔrH > 0 endotherme Reaktion
ΔrH < 0 exotherme Reaktion
Elementare Verbindungen (Fe, O2, etc.) haben bei Standardbed. ΔrH = 0.
Reaktionsentropie
ΔrS (T) = Σ vi Si (Produkte) ‐ Σ vi Si (Edukte)
Falls Reaktionen bei viel höherer Temperatur als Standardbed. ablaufen:
Reaktionsenthalpie:
Δ Δ
Δ ‐
Reaktionsentropie:
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Clausius-Clapeyron-Gleichung
Siedepunktkurve berechnen:
ln p2
p1 =
Hvap
R(1
T1-1
T2)
Kinetik
Zeitlicher Verlauf einer chemischen Reaktion (es muss immer
Aktivierungsenergie zugeführt werden)
Reaktionsgeschwindigkeitsgesetz aus aA+bB cC +dD
rc t = -1
a*dc
dt=-1
b*dc
dt= 1
c*dc
dt= 1
d*dcD
dt=k*c
a *c b=k
a*
b
k = Reaktionsgeschwindigkeitskonstante
k = (Redaktionsgeschw. r) / (Konz. Edukte)2
Reaktionsordnung:
1. Reaktion 0. Ordnung:
Hängt nicht von Konzentration ab.
rc(t) = k c(t) = kt
2. Reaktion 1. Ordnung: (Unimolekulare Reaktion)
Radioaktiver Zerfall
rc(t) = kcA c(t) = c0 exp(-kt)
Halbwertszeit: t½ = ln2 k
3. Reaktion 2. Ordnung: (Bimolekulare Reaktion)
Halbwertszeit (z.B. Ozonabbau):
Arrhenius-Gleichung
A = präexpo. Faktor, EA = Aktivierungsenergie, T = Temp., R = Gaskonst.
Katalysator
Tiefere Aktivierungsenergie; wird INSGESAMT nicht verbraucht oder
umgesetzt; beschleunigt nur, keine thermodynamische Änderung; homogen
= in gleicher Phase wie Reaktanden; heterogen = nicht in gleicher Phase
Gleichgewicht
rHin = rRück kHin* c a *c
b= kR ck* c c *cD
d
k = Geschwindigkeitskonstante
Achtung: für Feststoffe c = 1)
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Gleichgewichtskonstante:
Hin
R ck
Rkt= -R T ln K
K >> : Gleichgewicht auf der Seite der Produkte
K<< 1: Gleichgewicht auf der Seite der Edukte
Umsatz: X = 100% * (Anfangsmenge – Endmenge)/(Anfangsmenge))
Prinzip von Le Chatelier
Prinzip vom kleinsten Zwang:
1. Zugabe von Edukt oder Entfernen von Produkt rechts
2. Bei exothermer Reaktion Temperatur senken rechts
3. Druck erhöhen Seite mit weniger Gasteilchen
Van’t Hoff Gleichung
ln K2
K1 = -
RktH
R(1
T2-1
T1)
Löslichkeit
Komponente mit dem grössten Mengenanteil wird als Lösungsmittel
bezeichnet. Menge die gelöst werden kann, hängt von zwischenmolekularen
WW ab. Es löst sich nur Ähnliches in Ähnlichem (gleiche Kräfte). Es gibt
hydrophile (Wasser liebende) und hydrophobe (Wasser hassende) Stoffe.
Konzentration:
Sättigungskonzentration (max. Löslichkeit):
Ksp,CaF2 = [Ca2+
] * [F-]2 = x * (2x)
2 x = (Ksp, CaF2)
1/2 = [Ca
2+] [F
-] = 2x
Ksp,CaF2 = Löslichkeitsprodukt
Mischungen
Löslichkeitsprodukt
Massenwirkungsgesetz:
a b
c D d
Löslichkeitsprodukt: Ksp =
, da Konz. von Feststoff = const.
Ksp = [Ax+
]a[X
a-]x
Ionenprodukt Q (wie Löslichkeitsprodukt, aber nicht gesättigte Lösung)
Benötigt um zu berechnen, ob Salzmenge in Volumen gelöst werden kann.
Q < Ksp: nicht gesättigt, kann gelöst werden, bis Ksp erreicht
Q = Ksp: gesättigt, keine weitere Substanz mehr lösbar
Q > Ksp: übersättigt, es kommt zur Fällung
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Säuren und Basen
Nach Broensted:
Säure: gibt in Wasser Protonen ab (Akzeptor)
Base: nimmt in Wasser Protonen auf (Donor)
Amphoter: reagiert je nach Umgebung als Säure oder Base
Autoprotolyse von Wasser:
2 H2O H3O+ + OH
-
Gleichgewichtsreaktionen:
Säure: HA + H2O H3O+ + A
-
Base: B- + H2O OH
- + HB
pKA-Werte: Wert gibt an, wann Säure in protonierter Form. (pKB gleich)
pKA + pKB = 14 = pH + pOH
Starke Säuren: starke Säure wird vollständig
deprotoniert, Base protoniert (pH = -log([HA]))
Beispiele: Säuren: HCL, HNO3, H2SO4; Basen: NAOH
Schwache Säuren: nur teilweise deprotoniert, bzw.
protoniert
pH-Wert:
Puffer-Systeme: schwächen durch Oxoniumionen (H3O+) und
Hydroxidionen (OH-) die Säuren und Basen.
Beispiele: Blut, Grundwasser Essigsäure/ Acetat Puffer, Ammoniak/
Ammonium Puffer
Henderson-Hasselbalch-Gleichung
Elektrochemie
Vorgänge an der Phasengrenze zwischen Elektronenleiter (Elektrode) und
einem Ionenleiter (Elektrolyt)
Reduktion: Halbreaktion auf Kathode (+)
Oxidation: Halbreaktion auf Anode (-)
Elektrolyse: Redoxreaktion geschieht durch von aussen angelegte
Spannung
Galvanische Zelle: durch spontane Redoxreaktion gibt es messbare
Spannung (im Vergleich zu Wasserstoffelektrode (Spannung = 0V))
Elektrochemische Spannungsreihe
Auflistung von Oxidationsmitteln nach Oxidationsstärke und gleichzeitig
umgekehrte Auflistung von Reduktionsmitteln nach Reduktionsstärke.
Abstufungen: nach dem Bestreben, sich in Säure oxidieren zu lassen
sehr edles Metall
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edles Metall
weniger edles Metall
unedles Metall
sehr unedles Metall
Unedle Metalle (negatives Vorzeichen der Standardpotenziale) lösen sich in
Säuren auf, weil Säuren H+ enthalten. Edle Metalle lösen sich nur in
oxidierenden Säuren auf.
EMK = ERkt = E°Reduktion – E°Oxidation
Spontane Reaktion:
Elektromotorische Kraft
EMK > 0 (Galvanische
Zelle, Bild)
Nicht spontane
Reaktion: EMK < 0
(Elektrolyse)
Standardbedingungen: Potentiale wurden unter 25°C, bei 1 atm Druck und
in 1 M-Lösung gemessen.
Berechnung der Spannung
1. nach Faraday
RedE° = E°1(Red;Kath) + E°2(Ox;An)
Mit E°2(Ox;An) = - E°2(Red; Kath)
Produzierte Menge an Metall ist proportional zur transp.
Ladung
Faraday’sche Konstante: F = NAe- = 96‘485.31
Bei Stromstärke I = const. , wobei
2. Nach Nernst
Allgemein:
Bei 25°C:
°
Erlaubt die berechung von k f r E = 0, Richtung (freiwillig: E > 0)
und Spannung E, wenn Teilreaktionen in getrennten Halbzellen.
Dabei werden Temp. und Konz. berücksichtigt.
3. Gibbs Energie (Mass für die Stärke)
RG = maximal gewinnbare Arbeit
G° = -zF E°Rkt mit z = # getauschte Elektronen, E° = Diff. der
Potenziale. Falls G° < 0 ( E°Rkt > 0) Reaktion läuft spontan.
Spektroskopie
Probe wird angerecht (durch Licht bestimmter Wellenlänge) und resultiert zu
einer stoffspezifischen Ausstrahlung.
Spektrometrie: wenn dazu quantitative Messungen (Konz., Druck,…)
Definition: E = h ν = h c/λ =h c k
E: Energie ([J], bzw. [eV]), h: Planck’sches Wirkungsquantum (6.626
10‐34 Js, bzw. 4.136 ⋅ 10‐15
eVs), c: Lichtgeschwindigkeit
(2.998 108 ms‐1), ν: Frequenz [Hz = s‐
1], λ: Wellenlänge [nm = 10‐
9 m],
k Wellenzahl [cm‐1].
Umrechnung: 1 eV = 1.602 10‐19 J
Elektromagnetisches Spektrum:
Je kürzere Wellen, umso energiereicher.
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UV – Spektroskopie elektronische Anregung
IR – Spektroskopie Schwingung und Rotation
NMR – Spektroskopie Ausrichtung des Kernspins
Lambert-Beer-Gesetz
bs(λ): bsorbanz (oder auch Extinktion) [‐], I: Intensität des transmittierten Lichtes, I0: Intensität des einfallenden (eingestrahlten) Lichtes, T: Transmission, (λ):Extinktionskoeffizient
[dm2/mol], c: Konzentration [mol/L], d: Dicke [dm]
Achtung: dekadischer Logarithmus
Falls I/I0 = 1 I = I0, ganzes Lichts kommt durch
Falls I/I0 = 0 I = 0, ganzes Licht wird absorbiert