Gleichgewichtsreaktionen zeigen dir, wie chemische Reaktionen funktionieren, wenn sie nicht...
Chemie1,620 views·Updated Jun 28, 2026·11 pagesAbitur Chemie LK Lernzettel 2024 – Bestens vorbereitet!
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mariposa38@mariposa38
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Grundlagen Gleichgewichtsreaktionen
Dynamisches Gleichgewicht heißt: Die Reaktion läuft trotzdem weiter, aber Hin- und Rückreaktion sind gleich schnell. Du siehst keine Veränderung mehr, obwohl ständig Moleküle reagieren. Das ist der Unterschied zum statischen Gleichgewicht wie bei einer Waage.
Beim chemischen Gleichgewicht findest du sowohl Edukte als auch Produkte vor. Die Reaktion ist reversibel und läuft nie vollständig ab. Die Zeit bis zum Gleichgewicht nennt man Einstellzeit.
Das Massenwirkungsgesetz beschreibt mathematisch, wo das Gleichgewicht liegt. Die Gleichgewichtskonstante Kc zeigt dir: Ist Kc > 1, hast du mehr Produkte. Ist Kc < 1, überwiegen die Edukte.
Merke dir: Kc = (Konzentration Produkte)/(Konzentration Edukte) - dabei werden die Stöchiometriezahlen zu Exponenten!
Du rechnest drei Hauptaufgaben: Bestimmung von Kc aus Gleichgewichtskonzentrationen, Berechnung der Produktmenge bei bekanntem Kc und Ausbeute-Berechnungen.
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Le Chatelier-Prinzip und Katalysatoren
Das Prinzip von Le Chatelier ist dein Werkzeug zur Vorhersage: Störst du ein Gleichgewicht, weicht das System so aus, dass die Störung minimiert wird.
Bei Temperaturerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht zur endothermen Seite. Bei Konzentrationserhöhung einer Komponente weicht das System durch deren Verbrauch aus.
Druckerhöhung (nur bei Gasen!) verschiebt das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Teilchen - das System "macht sich kleiner". Das Haber-Bosch-Verfahren nutzt das: Hoher Druck und Katalysator für mehr Ammoniak.
Praxistipp: Die RGT-Regel besagt: +10°C verdoppelt die Reaktionsgeschwindigkeit!
Katalysatoren beschleunigen beide Reaktionsrichtungen gleich stark. Sie senken die Aktivierungsenergie durch alternative Reaktionswege, ändern aber nie die Lage des Gleichgewichts. Bei der heterogenen Katalyse (verschiedene Phasen) adsorbieren Moleküle an Metalloberflächen.
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Energetik chemischer Reaktionen
Die innere Energie U setzt sich aus Kernenergie, chemischer Energie und thermischer Energie zusammen. Der 1. Hauptsatz besagt: Energie kann nicht verschwinden, nur umgewandelt werden.
Bei isobaren Prozessen (konstanter Druck) gilt: ΔU = Q - P·ΔV. Die Enthalpie H ist praktischer als U, weil sie die Volumenarbeit schon einrechnet: ΔH = ΔU + P·ΔV.
Exotherme Reaktionen (ΔH < 0) geben Wärme ab, endotherme (ΔH > 0) nehmen Wärme auf. Die molare Reaktionsenthalpie bezieht sich auf einen Formelumsatz.
Wichtig: Bei Gasen rechnest du: ΔrHm ≈ ΔrUm - P·R·T, bei Flüssigkeiten und Feststoffen: ΔrHm ≈ ΔrUm
Kalorimetrie misst Wärmemengen über Temperaturänderungen: Q = c·m·ΔT. Der Satz von Hess erlaubt dir, Reaktionsenthalpien aus Bildungsenthalpien zu berechnen.
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Bildungs- und Verbrennungsenthalpien
Bildungsenthalpien geben an, wie viel Energie frei wird, wenn ein Stoff aus seinen Elementen entsteht. Die Standardbildungsenthalpie (ΔfH°m) gilt bei 25°C und 101,3 kPa - wichtige Referenzbedingungen für deine Berechnungen.
Elemente in ihrer stabilsten Form haben ΔfH°m = 0. Das ist dein Nullpunkt für alle Berechnungen. Bindungsenthalpien beschreiben die Energie zum Spalten von Bindungen (immer positiv!).
Mit dem Satz von Hess berechnest du: ΔrH° = Σn·ΔfH°(Produkte) - Σn·ΔfH°(Edukte). So findest du heraus, ob eine Reaktion Energie liefert oder kostet.
Rechentrick: Kreisprozesse helfen dir bei komplexen Reaktionen - der Gesamtweg ist egal, nur Start- und Endpunkt zählen!
Brennwert (H₆) und Heizwert (Hᵢ) unterscheiden sich durch den Aggregatzustand des entstehenden Wassers. Brennwerte sind höher, weil die Kondensationswärme mitgenutzt wird.
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Entropie und spontane Reaktionen
Entropie S ist das Maß für Unordnung - und die Natur liebt Unordnung! Der 2. Hauptsatz besagt: In abgeschlossenen Systemen nimmt die Entropie niemals ab.
Die Entropie steigt bei: größerem Raum für Teilchen, höherer Temperatur, mehr Gasteilchen oder Durchmischung. Phasenumwandlungen sind bei konstanter Temperatur reversibel: ΔS = Q/T.
Spontane Vorgänge erhöhen die Gesamtentropie des Systems plus Umgebung. Die Umgebung verliert bei exothermen Reaktionen Entropie (ΔSUmgebung = -ΔrH/T), gewinnt sie bei endothermen.
Eselsbrücke: Feste Stoffe = niedrige Entropie (ordentlich), Gase = hohe Entropie (chaotisch)
Bei Standardbedingungen berechnest du: ΔrS°m = Σν(RP)·S°m(RP) - Σν(ED)·S°m(ED). Der dritte Hauptsatz definiert: Bei 0 K ist S = 0 für perfekte Kristalle.
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Freie Enthalpie und Reaktionsvorhersage
Die freie Enthalpie G entscheidet, ob Reaktionen freiwillig ablaufen. Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung kombiniert Enthalpie und Entropie: ΔG = ΔH - T·ΔS.
Exergonische Reaktionen (ΔG < 0) laufen freiwillig ab und haben Kc > 1. Endergonische Reaktionen (ΔG > 0) brauchen Energiezufuhr und haben Kc < 1. Bei ΔG = 0 herrscht Gleichgewicht.
Die vier Fälle der Temperaturabhängigkeit sind entscheidend: Nur wenn ΔH < 0 und ΔS > 0, läuft die Reaktion bei jeder Temperatur freiwillig ab. Bei anderen Kombinationen entscheidet die Temperatur.
Faustregel: ΔG < -30 kJ → 100% Umsatz, ΔG > +30 kJ → 0% Umsatz, dazwischen → Gleichgewicht
Metastabile Systeme sind thermodynamisch instabil, aber kinetisch gehemmt. Sie brauchen erst Aktivierungsenergie, bevor sie spontan reagieren können.
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Säure-Base-Theorie nach Brønsted
Nach Brønsted sind Säuren Protonendonatoren (geben H⁺ ab), Basen sind Protonenakzeptoren (nehmen H⁺ auf). Ampholyte wie Wasser können beides, je nach Reaktionspartner.
Korrespondierende Säure-Base-Paare gehören zusammen - sie unterscheiden sich nur um ein Proton. Für jede Protolyse brauchst du zwei solche Paare.
Die Autoprotolyse des Wassers liefert das Ionenprodukt: Kw = c(H₃O⁺)·c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ mol²/L². Daraus folgt: pH + pOH = 14.
pH-Skala verstehen: pH < 7 = sauer, pH = 7 = neutral, pH > 7 = basisch
Säure- und Basestärke hängen von Ks bzw. KB ab. Starke Säuren (pKs < 1,74) dissoziieren fast vollständig, schwache (pKs > 4,75) nur teilweise. Bei korrespondierenden Paaren gilt: pKs + pKB = 14.
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pH-Berechnungen und Titrationen
Für starke Säuren gilt: c(H₃O⁺) = c₀(Säure), also pH = -lg{c₀}. Bei schwachen Säuren musst du die Gleichgewichtslage berücksichtigen: pH über Ks berechnen.
Titrationen bestimmen unbekannte Konzentrationen. Am Äquivalenzpunkt sind alle H₃O⁺-Ionen neutralisiert: n₁ = n₂, also c₁V₁ = c₂V₂.
Bei starker Säure + starker Base liegt der Äquivalenzpunkt bei pH = 7. Bei schwacher Säure + starker Base liegt er im basischen Bereich, weil die korrespondierende Base reagiert.
Titrationskurven lesen: Starker pH-Sprung = Äquivalenzpunkt, flacher Bereich davor = Pufferbereich
Indikatoren sind schwache Säuren/Basen mit verschiedenfarbigen Formen. Der Umschlagpunkt liegt bei pH = pKs(Indikator) ± 1. Du wählst den Indikator so, dass er beim Äquivalenzpunkt umschlägt.
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Mehrprotonige Säuren und Indikatorauswahl
Mehrprotonige Säuren haben mehrere Dissoziationsstufen und entsprechend viele pKs-Werte. Jedes weitere Proton wird schwerer abgegeben, weil die Säure schwächer wird.
Die Titrationskurve zeigt mehrere Äquivalenzpunkte, aber nur die ersten sind deutlich sichtbar. Spätere pH-Sprünge werden immer kleiner und sind kaum erkennbar.
Universalindikatoren sind Gemische verschiedener Indikatoren mit überlappenden Umschlagbereichen. Sie zeigen kontinuierliche Farbwechsel über große pH-Bereiche.
Indikatorwahl: Der Umschlagpunkt muss zum pH-Wert des Äquivalenzpunkts passen!
Zwischenprodukte der Dissoziation beeinflussen die pH-Werte der Äquivalenzpunkte, weil sie selbst als Säuren oder Basen wirken können. Das macht die Vorhersage komplexer.
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Puffersysteme
Puffer bestehen aus einer schwachen Säure plus ihrem korrespondierenden Salz. Sie halten den pH-Wert konstant, indem sie zugegebene H₃O⁺ oder OH⁻ "abfangen".
Bei H₃O⁺-Zugabe reagiert die Pufferbase (A⁻): H₃O⁺ + A⁻ → HA + H₂O. Bei OH⁻-Zugabe reagiert die Puffersäure (HA): OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O.
Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung beschreibt Puffer: pH = pKs + lg. Bei pH = pKs ist die Pufferwirkung optimal .
Körperchemie: Der Blut-pH (7,4) wird durch den CO₂/HCO₃⁻-Puffer konstant gehalten - lebenswichtig!
Pufferkapazität zeigt, wie viel Säure/Base der Puffer verkraftet. Sie ist bei pH = pKs ± 1 noch gut, darüber hinaus bricht sie zusammen. Höhere Konzentrationen = größere Kapazität.
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Gleichgewichtsreaktionen zeigen dir, wie chemische Reaktionen funktionieren, wenn sie nicht vollständig ablaufen. Du lernst hier alles über dynamische Gleichgewichte, das Massenwirkungsgesetz und wie du vorhersagst, ob eine Reaktion freiwillig abläuft - wichtiges Wissen für dein Abi!
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Grundlagen Gleichgewichtsreaktionen
Dynamisches Gleichgewicht heißt: Die Reaktion läuft trotzdem weiter, aber Hin- und Rückreaktion sind gleich schnell. Du siehst keine Veränderung mehr, obwohl ständig Moleküle reagieren. Das ist der Unterschied zum statischen Gleichgewicht wie bei einer Waage.
Beim chemischen Gleichgewicht findest du sowohl Edukte als auch Produkte vor. Die Reaktion ist reversibel und läuft nie vollständig ab. Die Zeit bis zum Gleichgewicht nennt man Einstellzeit.
Das Massenwirkungsgesetz beschreibt mathematisch, wo das Gleichgewicht liegt. Die Gleichgewichtskonstante Kc zeigt dir: Ist Kc > 1, hast du mehr Produkte. Ist Kc < 1, überwiegen die Edukte.
Merke dir: Kc = (Konzentration Produkte)/(Konzentration Edukte) - dabei werden die Stöchiometriezahlen zu Exponenten!
Du rechnest drei Hauptaufgaben: Bestimmung von Kc aus Gleichgewichtskonzentrationen, Berechnung der Produktmenge bei bekanntem Kc und Ausbeute-Berechnungen.
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Le Chatelier-Prinzip und Katalysatoren
Das Prinzip von Le Chatelier ist dein Werkzeug zur Vorhersage: Störst du ein Gleichgewicht, weicht das System so aus, dass die Störung minimiert wird.
Bei Temperaturerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht zur endothermen Seite. Bei Konzentrationserhöhung einer Komponente weicht das System durch deren Verbrauch aus.
Druckerhöhung (nur bei Gasen!) verschiebt das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Teilchen - das System "macht sich kleiner". Das Haber-Bosch-Verfahren nutzt das: Hoher Druck und Katalysator für mehr Ammoniak.
Praxistipp: Die RGT-Regel besagt: +10°C verdoppelt die Reaktionsgeschwindigkeit!
Katalysatoren beschleunigen beide Reaktionsrichtungen gleich stark. Sie senken die Aktivierungsenergie durch alternative Reaktionswege, ändern aber nie die Lage des Gleichgewichts. Bei der heterogenen Katalyse (verschiedene Phasen) adsorbieren Moleküle an Metalloberflächen.
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Energetik chemischer Reaktionen
Die innere Energie U setzt sich aus Kernenergie, chemischer Energie und thermischer Energie zusammen. Der 1. Hauptsatz besagt: Energie kann nicht verschwinden, nur umgewandelt werden.
Bei isobaren Prozessen (konstanter Druck) gilt: ΔU = Q - P·ΔV. Die Enthalpie H ist praktischer als U, weil sie die Volumenarbeit schon einrechnet: ΔH = ΔU + P·ΔV.
Exotherme Reaktionen (ΔH < 0) geben Wärme ab, endotherme (ΔH > 0) nehmen Wärme auf. Die molare Reaktionsenthalpie bezieht sich auf einen Formelumsatz.
Wichtig: Bei Gasen rechnest du: ΔrHm ≈ ΔrUm - P·R·T, bei Flüssigkeiten und Feststoffen: ΔrHm ≈ ΔrUm
Kalorimetrie misst Wärmemengen über Temperaturänderungen: Q = c·m·ΔT. Der Satz von Hess erlaubt dir, Reaktionsenthalpien aus Bildungsenthalpien zu berechnen.
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Bildungs- und Verbrennungsenthalpien
Bildungsenthalpien geben an, wie viel Energie frei wird, wenn ein Stoff aus seinen Elementen entsteht. Die Standardbildungsenthalpie (ΔfH°m) gilt bei 25°C und 101,3 kPa - wichtige Referenzbedingungen für deine Berechnungen.
Elemente in ihrer stabilsten Form haben ΔfH°m = 0. Das ist dein Nullpunkt für alle Berechnungen. Bindungsenthalpien beschreiben die Energie zum Spalten von Bindungen (immer positiv!).
Mit dem Satz von Hess berechnest du: ΔrH° = Σn·ΔfH°(Produkte) - Σn·ΔfH°(Edukte). So findest du heraus, ob eine Reaktion Energie liefert oder kostet.
Rechentrick: Kreisprozesse helfen dir bei komplexen Reaktionen - der Gesamtweg ist egal, nur Start- und Endpunkt zählen!
Brennwert (H₆) und Heizwert (Hᵢ) unterscheiden sich durch den Aggregatzustand des entstehenden Wassers. Brennwerte sind höher, weil die Kondensationswärme mitgenutzt wird.
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Entropie und spontane Reaktionen
Entropie S ist das Maß für Unordnung - und die Natur liebt Unordnung! Der 2. Hauptsatz besagt: In abgeschlossenen Systemen nimmt die Entropie niemals ab.
Die Entropie steigt bei: größerem Raum für Teilchen, höherer Temperatur, mehr Gasteilchen oder Durchmischung. Phasenumwandlungen sind bei konstanter Temperatur reversibel: ΔS = Q/T.
Spontane Vorgänge erhöhen die Gesamtentropie des Systems plus Umgebung. Die Umgebung verliert bei exothermen Reaktionen Entropie (ΔSUmgebung = -ΔrH/T), gewinnt sie bei endothermen.
Eselsbrücke: Feste Stoffe = niedrige Entropie (ordentlich), Gase = hohe Entropie (chaotisch)
Bei Standardbedingungen berechnest du: ΔrS°m = Σν(RP)·S°m(RP) - Σν(ED)·S°m(ED). Der dritte Hauptsatz definiert: Bei 0 K ist S = 0 für perfekte Kristalle.
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Freie Enthalpie und Reaktionsvorhersage
Die freie Enthalpie G entscheidet, ob Reaktionen freiwillig ablaufen. Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung kombiniert Enthalpie und Entropie: ΔG = ΔH - T·ΔS.
Exergonische Reaktionen (ΔG < 0) laufen freiwillig ab und haben Kc > 1. Endergonische Reaktionen (ΔG > 0) brauchen Energiezufuhr und haben Kc < 1. Bei ΔG = 0 herrscht Gleichgewicht.
Die vier Fälle der Temperaturabhängigkeit sind entscheidend: Nur wenn ΔH < 0 und ΔS > 0, läuft die Reaktion bei jeder Temperatur freiwillig ab. Bei anderen Kombinationen entscheidet die Temperatur.
Faustregel: ΔG < -30 kJ → 100% Umsatz, ΔG > +30 kJ → 0% Umsatz, dazwischen → Gleichgewicht
Metastabile Systeme sind thermodynamisch instabil, aber kinetisch gehemmt. Sie brauchen erst Aktivierungsenergie, bevor sie spontan reagieren können.
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Säure-Base-Theorie nach Brønsted
Nach Brønsted sind Säuren Protonendonatoren (geben H⁺ ab), Basen sind Protonenakzeptoren (nehmen H⁺ auf). Ampholyte wie Wasser können beides, je nach Reaktionspartner.
Korrespondierende Säure-Base-Paare gehören zusammen - sie unterscheiden sich nur um ein Proton. Für jede Protolyse brauchst du zwei solche Paare.
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pH-Skala verstehen: pH < 7 = sauer, pH = 7 = neutral, pH > 7 = basisch
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pH-Berechnungen und Titrationen
Für starke Säuren gilt: c(H₃O⁺) = c₀(Säure), also pH = -lg{c₀}. Bei schwachen Säuren musst du die Gleichgewichtslage berücksichtigen: pH über Ks berechnen.
Titrationen bestimmen unbekannte Konzentrationen. Am Äquivalenzpunkt sind alle H₃O⁺-Ionen neutralisiert: n₁ = n₂, also c₁V₁ = c₂V₂.
Bei starker Säure + starker Base liegt der Äquivalenzpunkt bei pH = 7. Bei schwacher Säure + starker Base liegt er im basischen Bereich, weil die korrespondierende Base reagiert.
Titrationskurven lesen: Starker pH-Sprung = Äquivalenzpunkt, flacher Bereich davor = Pufferbereich
Indikatoren sind schwache Säuren/Basen mit verschiedenfarbigen Formen. Der Umschlagpunkt liegt bei pH = pKs(Indikator) ± 1. Du wählst den Indikator so, dass er beim Äquivalenzpunkt umschlägt.
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Mehrprotonige Säuren und Indikatorauswahl
Mehrprotonige Säuren haben mehrere Dissoziationsstufen und entsprechend viele pKs-Werte. Jedes weitere Proton wird schwerer abgegeben, weil die Säure schwächer wird.
Die Titrationskurve zeigt mehrere Äquivalenzpunkte, aber nur die ersten sind deutlich sichtbar. Spätere pH-Sprünge werden immer kleiner und sind kaum erkennbar.
Universalindikatoren sind Gemische verschiedener Indikatoren mit überlappenden Umschlagbereichen. Sie zeigen kontinuierliche Farbwechsel über große pH-Bereiche.
Indikatorwahl: Der Umschlagpunkt muss zum pH-Wert des Äquivalenzpunkts passen!
Zwischenprodukte der Dissoziation beeinflussen die pH-Werte der Äquivalenzpunkte, weil sie selbst als Säuren oder Basen wirken können. Das macht die Vorhersage komplexer.
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Puffersysteme
Puffer bestehen aus einer schwachen Säure plus ihrem korrespondierenden Salz. Sie halten den pH-Wert konstant, indem sie zugegebene H₃O⁺ oder OH⁻ "abfangen".
Bei H₃O⁺-Zugabe reagiert die Pufferbase (A⁻): H₃O⁺ + A⁻ → HA + H₂O. Bei OH⁻-Zugabe reagiert die Puffersäure (HA): OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O.
Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung beschreibt Puffer: pH = pKs + lg. Bei pH = pKs ist die Pufferwirkung optimal .
Körperchemie: Der Blut-pH (7,4) wird durch den CO₂/HCO₃⁻-Puffer konstant gehalten - lebenswichtig!
Pufferkapazität zeigt, wie viel Säure/Base der Puffer verkraftet. Sie ist bei pH = pKs ± 1 noch gut, darüber hinaus bricht sie zusammen. Höhere Konzentrationen = größere Kapazität.
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