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2.044
•
10. Feb. 2026
•
Emmi
@emmi.ndt
Das chemische Gleichgewicht ist eines der wichtigsten Konzepte in der... Mehr anzeigen
Chemische Gleichgewichte entstehen bei unvollständigen, umkehrbaren Reaktionen. Das Besondere: Edukte und Produkte liegen gleichzeitig vor, ihre Konzentrationen bleiben konstant.
Ein dynamisches Gleichgewicht bedeutet, dass Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ablaufen - aber mit gleichen Stoffumsätzen. Deshalb ändern sich die Konzentrationen nicht mehr.
Typische Beispiele sind das Estergleichgewicht , das Iod-Wasserstoff-Gleichgewicht und die Ammoniaksynthese nach Haber-Bosch.
Das Massenwirkungsgesetz hilft dir bei Berechnungen: Die Gleichgewichtskonstante Kc ist das Verhältnis der Produktkonzentrationen zu den Eduktkonzentrationen. Wenn Kc > 1 ist, überwiegen die Produkte.
Merktipp: Bei Kc > 1 liegen mehr Produkte vor, bei Kc < 1 mehr Edukte!
Die Berechnung der Gleichgewichtskonstante Kc ist einfacher als du denkst. Du teilst die Konzentrationen der Produkte durch die der Edukte - fertig!
Beispiel beim Estergleichgewicht: Mit 0,64 mol Ester und Wasser sowie 0,36 mol Säure und Alkohol ergibt sich Kc = (0,64)²/(0,36)² ≈ 3,16.
Für Gleichgewichtskonzentrationen bei gegebener Kc stellst du eine Gleichung mit x auf. Bei 1 mol Essigsäure + 1 mol Ethanol mit Kc = 4 entstehen 2/3 mol Ester.
Das Prinzip des kleinsten Zwangs besagt: Übst du einen Zwang auf ein Gleichgewicht aus, weicht es diesem aus. Das System reagiert so, dass die Störung minimal wird.
Praxistipp: Gleichgewichtsberechnungen werden in Klausuren oft gefragt - übe die x-Methode!
Druckänderungen verschieben Gleichgewichte zu der Seite mit weniger Gasteilchen. Bei Druckerhöhung bilden sich verstärkt Stoffe mit kleinem Volumen.
Temperaturerhöhungen begünstigen die endotherme Reaktionsrichtung, weil das System die zugeführte Wärme "verbraucht". Bei Abkühlung läuft die exotherme Richtung verstärkt ab.
Konzentrationsänderungen verschieben das Gleichgewicht: Erhöhst du die Konzentration eines Stoffs, wird er vermehrt verbraucht. Entfernst du Produkte, läuft die Hinreaktion verstärkt ab.
Diese Gesetzmäßigkeiten nutzt die Industrie geschickt aus: Bei der Ammoniaksynthese wird kontinuierlich Ammoniak abgetrennt, um die Ausbeute zu maximieren.
Industrietipp: Das Haber-Bosch-Verfahren nutzt hohen Druck und entfernt ständig Ammoniak - so läuft die Reaktion immer weiter!
Katalysatoren beschleunigen sowohl Hin- als auch Rückreaktion gleich stark. Sie verkürzen nur die Zeit bis zur Gleichgewichtseinstellung, ändern aber nicht die Lage des Gleichgewichts.
Die Reaktionsenthalpie ΔrH zeigt dir, ob Energie freigesetzt (exotherm, ΔrH < 0) oder verbraucht wird (endotherm, ΔrH > 0). Du berechnest sie aus den Bildungsenthalpien.
Entropie ist das Maß der Unordnung. Gase haben höhere Entropie als Flüssigkeiten, diese höhere als Festkörper. Mit steigender Temperatur nimmt die Entropie zu.
Die freie Reaktionsenthalpie ΔrGm = ΔrH - T·ΔrSm entscheidet über die Freiwilligkeit: ΔrGm < 0 bedeutet freiwilliger Ablauf, ΔrGm > 0 bedeutet erzwungene Reaktion.
Merkregel: Systeme streben nach minimaler Energie (ΔH) und maximaler Unordnung (ΔS)!
Protolyse ist der Übertrag von Protonen (H⁺) zwischen Säure und Base. Dabei sind immer zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt - wie bei HCl + H₂O ⇌ Cl⁻ + H₃O⁺.
Die Säurestärke wird durch den pKs-Wert beschrieben: pKs = -lg(Ks). Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker die Säure. Analog beschreibt pKB die Basenstärke.
Das Ionenprodukt des Wassers Kw = c(OH⁻) · c(H₃O⁺) = 1·10⁻¹⁴ mol²/L² ist bei 25°C konstant. Daraus folgt: pH + pOH = 14.
Protolysegleichgewichte stellen sich sehr schnell ein, da der Protonentransfer wenig Aktivierungsenergie braucht. Meist sind sie unvollständig - es entsteht ein Gleichgewicht.
Grundregel: Starke Säuren haben pKs < 0, schwache Säuren pKs zwischen 0 und 14!
Bei starken Säuren ist die Protolyse vollständig: c(H₃O⁺) = c₀(Säure). Daher berechnest du einfach: pH = -lg(c₀(Säure)).
Starke Basen protolysieren ebenfalls vollständig: c(OH⁻) = c₀(Base). Du rechnest: pOH = -lg(c₀(Base)) und dann pH = 14 - pOH.
Schwache Säuren erfordern das Massenwirkungsgesetz. Du stellst eine Gleichung mit x = c(H₃O⁺) auf und löst: Ks = x²/. Bei verdünnten Lösungen gilt oft c₀-x ≈ c₀.
Beispiel Essigsäure : pH = -lg(√10⁻⁴'⁷⁵ · 0,1) = 2,9. Bei schwachen Basen gehst du analog vor und berechnest erst pOH.
Rechentipp: Bei schwachen Säuren/Basen kannst du oft die Näherung c₀-x ≈ c₀ verwenden!
Unser KI-Begleiter ist ein speziell für Schüler entwickeltes KI-Tool, das mehr als nur Antworten bietet. Basierend auf Millionen von Knowunity-Inhalten liefert er relevante Informationen, personalisierte Lernpläne, Quizze und Inhalte direkt im Chat und passt sich deinem individuellen Lernweg an.
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Google Play
Die App ist sehr einfach zu bedienen und gut gestaltet. Ich habe bisher alles gefunden, wonach ich gesucht habe, und konnte viel aus den Präsentationen lernen! Ich werde die App definitiv für ein Schulprojekt nutzen! Und natürlich hilft sie auch sehr als Inspiration.
Stefan S
iOS-Nutzer
Diese App ist wirklich super. Es gibt so viele Lernzettel und Hilfen [...]. Mein Problemfach ist zum Beispiel Französisch und die App hat so viele Möglichkeiten zur Hilfe. Dank dieser App habe ich mich in Französisch verbessert. Ich würde sie jedem empfehlen.
Samantha Klich
Android-Nutzerin
Wow, ich bin wirklich begeistert. Ich habe die App einfach mal ausprobiert, weil ich sie schon oft beworben gesehen habe und war absolut beeindruckt. Diese App ist DIE HILFE, die man für die Schule braucht und vor allem bietet sie so viele Dinge wie Übungen und Lernzettel, die mir persönlich SEHR geholfen haben.
Anna
iOS-Nutzerin
Beste App der Welt! Keine Worte, weil sie einfach zu gut ist
Thomas R
iOS-Nutzer
Einfach genial. Lässt mich 10x besser lernen, diese App ist eine glatte 10/10. Ich empfehle sie jedem. Ich kann Lernzettel anschauen und suchen. Ich kann sie im Fachordner speichern. Ich kann sie jederzeit wiederholen, wenn ich zurückkomme. Wenn du diese App noch nicht ausprobiert hast, verpasst du wirklich was.
Basil
Android-Nutzer
Diese App hat mich so viel selbstbewusster in meiner Klausurvorbereitung gemacht, nicht nur durch die Stärkung meines Selbstvertrauens durch die Features, die es dir ermöglichen, dich mit anderen zu vernetzen und dich weniger allein zu fühlen, sondern auch durch die Art, wie die App selbst darauf ausgerichtet ist, dass du dich besser fühlst. Sie ist einfach zu bedienen, macht Spaß und hilft jedem, der in irgendeiner Weise Schwierigkeiten hat.
David K
iOS-Nutzer
Die App ist einfach super! Ich muss nur das Thema in die Suche eingeben und bekomme sofort eine Antwort. Ich muss nicht mehr 10 YouTube-Videos schauen, um etwas zu verstehen, und spare dadurch richtig viel Zeit. Sehr empfehlenswert!
Sudenaz Ocak
Android-Nutzerin
In der Schule war ich echt schlecht in Mathe, aber dank der App bin ich jetzt besser geworden. Ich bin so dankbar, dass ihr die App gemacht habt.
Greenlight Bonnie
Android-Nutzerin
sehr zuverlässige App, um deine Ideen in Mathe, Englisch und anderen verwandten Themen zu verbessern. bitte nutze diese App, wenn du in bestimmten Bereichen Schwierigkeiten hast, diese App ist dafür der Schlüssel. wünschte, ich hätte früher eine Bewertung geschrieben. und sie ist auch kostenlos, also mach dir darüber keine Sorgen.
Rohan U
Android-Nutzer
Ich weiß, dass viele Apps gefälschte Accounts nutzen, um ihre Bewertungen zu pushen, aber diese App verdient das alles. Ursprünglich hatte ich eine 4 in meinen Englisch-Klausuren und dieses Mal habe ich eine 2 bekommen. Ich wusste erst drei Tage vor der Klausur von dieser App und sie hat mir SEHR geholfen. Bitte vertrau mir wirklich und nutze sie, denn ich bin sicher, dass auch du Fortschritte sehen wirst.
Xander S
iOS-Nutzer
DIE QUIZZE UND KARTEIKARTEN SIND SO NÜTZLICH UND ICH LIEBE Knowunity KI. ES IST AUCH BUCHSTÄBLICH WIE CHATGPT ABER SCHLAUER!! HAT MIR AUCH BEI MEINEN MASCARA-PROBLEMEN GEHOLFEN!! SOWIE BEI MEINEN ECHTEN FÄCHERN! NATÜRLICH 😍😁😲🤑💗✨🎀😮
Elisha
iOS-Nutzer
Diese App ist echt der Hammer. Ich finde Lernen so langweilig, aber diese App macht es so einfach, alles zu organisieren und dann kannst du die kostenlose KI bitten, dich abzufragen, so gut, und du kannst einfach deine eigenen Sachen hochladen. sehr empfehlenswert als jemand, der gerade Probeklausuren schreibt
Paul T
iOS-Nutzer
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Stefan S
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Thomas R
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Sudenaz Ocak
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Rohan U
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Xander S
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Elisha
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Emmi
@emmi.ndt
Das chemische Gleichgewicht ist eines der wichtigsten Konzepte in der Chemie - es erklärt, warum manche Reaktionen nie vollständig ablaufen und wie du die Bedingungen beeinflussen kannst. Du lernst hier alles über Gleichgewichtskonstanten, das Prinzip des kleinsten Zwangs und Protolysegleichgewichte.
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Chemische Gleichgewichte entstehen bei unvollständigen, umkehrbaren Reaktionen. Das Besondere: Edukte und Produkte liegen gleichzeitig vor, ihre Konzentrationen bleiben konstant.
Ein dynamisches Gleichgewicht bedeutet, dass Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ablaufen - aber mit gleichen Stoffumsätzen. Deshalb ändern sich die Konzentrationen nicht mehr.
Typische Beispiele sind das Estergleichgewicht , das Iod-Wasserstoff-Gleichgewicht und die Ammoniaksynthese nach Haber-Bosch.
Das Massenwirkungsgesetz hilft dir bei Berechnungen: Die Gleichgewichtskonstante Kc ist das Verhältnis der Produktkonzentrationen zu den Eduktkonzentrationen. Wenn Kc > 1 ist, überwiegen die Produkte.
Merktipp: Bei Kc > 1 liegen mehr Produkte vor, bei Kc < 1 mehr Edukte!
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Die Berechnung der Gleichgewichtskonstante Kc ist einfacher als du denkst. Du teilst die Konzentrationen der Produkte durch die der Edukte - fertig!
Beispiel beim Estergleichgewicht: Mit 0,64 mol Ester und Wasser sowie 0,36 mol Säure und Alkohol ergibt sich Kc = (0,64)²/(0,36)² ≈ 3,16.
Für Gleichgewichtskonzentrationen bei gegebener Kc stellst du eine Gleichung mit x auf. Bei 1 mol Essigsäure + 1 mol Ethanol mit Kc = 4 entstehen 2/3 mol Ester.
Das Prinzip des kleinsten Zwangs besagt: Übst du einen Zwang auf ein Gleichgewicht aus, weicht es diesem aus. Das System reagiert so, dass die Störung minimal wird.
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Druckänderungen verschieben Gleichgewichte zu der Seite mit weniger Gasteilchen. Bei Druckerhöhung bilden sich verstärkt Stoffe mit kleinem Volumen.
Temperaturerhöhungen begünstigen die endotherme Reaktionsrichtung, weil das System die zugeführte Wärme "verbraucht". Bei Abkühlung läuft die exotherme Richtung verstärkt ab.
Konzentrationsänderungen verschieben das Gleichgewicht: Erhöhst du die Konzentration eines Stoffs, wird er vermehrt verbraucht. Entfernst du Produkte, läuft die Hinreaktion verstärkt ab.
Diese Gesetzmäßigkeiten nutzt die Industrie geschickt aus: Bei der Ammoniaksynthese wird kontinuierlich Ammoniak abgetrennt, um die Ausbeute zu maximieren.
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Katalysatoren beschleunigen sowohl Hin- als auch Rückreaktion gleich stark. Sie verkürzen nur die Zeit bis zur Gleichgewichtseinstellung, ändern aber nicht die Lage des Gleichgewichts.
Die Reaktionsenthalpie ΔrH zeigt dir, ob Energie freigesetzt (exotherm, ΔrH < 0) oder verbraucht wird (endotherm, ΔrH > 0). Du berechnest sie aus den Bildungsenthalpien.
Entropie ist das Maß der Unordnung. Gase haben höhere Entropie als Flüssigkeiten, diese höhere als Festkörper. Mit steigender Temperatur nimmt die Entropie zu.
Die freie Reaktionsenthalpie ΔrGm = ΔrH - T·ΔrSm entscheidet über die Freiwilligkeit: ΔrGm < 0 bedeutet freiwilliger Ablauf, ΔrGm > 0 bedeutet erzwungene Reaktion.
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Protolyse ist der Übertrag von Protonen (H⁺) zwischen Säure und Base. Dabei sind immer zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt - wie bei HCl + H₂O ⇌ Cl⁻ + H₃O⁺.
Die Säurestärke wird durch den pKs-Wert beschrieben: pKs = -lg(Ks). Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker die Säure. Analog beschreibt pKB die Basenstärke.
Das Ionenprodukt des Wassers Kw = c(OH⁻) · c(H₃O⁺) = 1·10⁻¹⁴ mol²/L² ist bei 25°C konstant. Daraus folgt: pH + pOH = 14.
Protolysegleichgewichte stellen sich sehr schnell ein, da der Protonentransfer wenig Aktivierungsenergie braucht. Meist sind sie unvollständig - es entsteht ein Gleichgewicht.
Grundregel: Starke Säuren haben pKs < 0, schwache Säuren pKs zwischen 0 und 14!
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Bei starken Säuren ist die Protolyse vollständig: c(H₃O⁺) = c₀(Säure). Daher berechnest du einfach: pH = -lg(c₀(Säure)).
Starke Basen protolysieren ebenfalls vollständig: c(OH⁻) = c₀(Base). Du rechnest: pOH = -lg(c₀(Base)) und dann pH = 14 - pOH.
Schwache Säuren erfordern das Massenwirkungsgesetz. Du stellst eine Gleichung mit x = c(H₃O⁺) auf und löst: Ks = x²/. Bei verdünnten Lösungen gilt oft c₀-x ≈ c₀.
Beispiel Essigsäure : pH = -lg(√10⁻⁴'⁷⁵ · 0,1) = 2,9. Bei schwachen Basen gehst du analog vor und berechnest erst pOH.
Rechentipp: Bei schwachen Säuren/Basen kannst du oft die Näherung c₀-x ≈ c₀ verwenden!
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Die App ist sehr einfach zu bedienen und gut gestaltet. Ich habe bisher alles gefunden, wonach ich gesucht habe, und konnte viel aus den Präsentationen lernen! Ich werde die App definitiv für ein Schulprojekt nutzen! Und natürlich hilft sie auch sehr als Inspiration.
Stefan S
iOS-Nutzer
Diese App ist wirklich super. Es gibt so viele Lernzettel und Hilfen [...]. Mein Problemfach ist zum Beispiel Französisch und die App hat so viele Möglichkeiten zur Hilfe. Dank dieser App habe ich mich in Französisch verbessert. Ich würde sie jedem empfehlen.
Samantha Klich
Android-Nutzerin
Wow, ich bin wirklich begeistert. Ich habe die App einfach mal ausprobiert, weil ich sie schon oft beworben gesehen habe und war absolut beeindruckt. Diese App ist DIE HILFE, die man für die Schule braucht und vor allem bietet sie so viele Dinge wie Übungen und Lernzettel, die mir persönlich SEHR geholfen haben.
Anna
iOS-Nutzerin
Beste App der Welt! Keine Worte, weil sie einfach zu gut ist
Thomas R
iOS-Nutzer
Einfach genial. Lässt mich 10x besser lernen, diese App ist eine glatte 10/10. Ich empfehle sie jedem. Ich kann Lernzettel anschauen und suchen. Ich kann sie im Fachordner speichern. Ich kann sie jederzeit wiederholen, wenn ich zurückkomme. Wenn du diese App noch nicht ausprobiert hast, verpasst du wirklich was.
Basil
Android-Nutzer
Diese App hat mich so viel selbstbewusster in meiner Klausurvorbereitung gemacht, nicht nur durch die Stärkung meines Selbstvertrauens durch die Features, die es dir ermöglichen, dich mit anderen zu vernetzen und dich weniger allein zu fühlen, sondern auch durch die Art, wie die App selbst darauf ausgerichtet ist, dass du dich besser fühlst. Sie ist einfach zu bedienen, macht Spaß und hilft jedem, der in irgendeiner Weise Schwierigkeiten hat.
David K
iOS-Nutzer
Die App ist einfach super! Ich muss nur das Thema in die Suche eingeben und bekomme sofort eine Antwort. Ich muss nicht mehr 10 YouTube-Videos schauen, um etwas zu verstehen, und spare dadurch richtig viel Zeit. Sehr empfehlenswert!
Sudenaz Ocak
Android-Nutzerin
In der Schule war ich echt schlecht in Mathe, aber dank der App bin ich jetzt besser geworden. Ich bin so dankbar, dass ihr die App gemacht habt.
Greenlight Bonnie
Android-Nutzerin
sehr zuverlässige App, um deine Ideen in Mathe, Englisch und anderen verwandten Themen zu verbessern. bitte nutze diese App, wenn du in bestimmten Bereichen Schwierigkeiten hast, diese App ist dafür der Schlüssel. wünschte, ich hätte früher eine Bewertung geschrieben. und sie ist auch kostenlos, also mach dir darüber keine Sorgen.
Rohan U
Android-Nutzer
Ich weiß, dass viele Apps gefälschte Accounts nutzen, um ihre Bewertungen zu pushen, aber diese App verdient das alles. Ursprünglich hatte ich eine 4 in meinen Englisch-Klausuren und dieses Mal habe ich eine 2 bekommen. Ich wusste erst drei Tage vor der Klausur von dieser App und sie hat mir SEHR geholfen. Bitte vertrau mir wirklich und nutze sie, denn ich bin sicher, dass auch du Fortschritte sehen wirst.
Xander S
iOS-Nutzer
DIE QUIZZE UND KARTEIKARTEN SIND SO NÜTZLICH UND ICH LIEBE Knowunity KI. ES IST AUCH BUCHSTÄBLICH WIE CHATGPT ABER SCHLAUER!! HAT MIR AUCH BEI MEINEN MASCARA-PROBLEMEN GEHOLFEN!! SOWIE BEI MEINEN ECHTEN FÄCHERN! NATÜRLICH 😍😁😲🤑💗✨🎀😮
Elisha
iOS-Nutzer
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Paul T
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Anna
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Basil
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David K
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Greenlight Bonnie
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