Das chemische Gleichgewicht ist eines der wichtigsten Konzepte in der...
Chemie2.157 aufrufe·Aktualisiert 21. Aug. 2026·6 SeitenAbi-Zusammenfassung Chemie LK Q3: Das Chemische Gleichgewicht
Emmi@emmi.ndt
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Chemische Gleichgewichte verstehen
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 (Säure + Alkohol ⇌ Ester + Wasser), 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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Gleichgewichtskonstanten berechnen
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!
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Gleichgewichte beeinflussen
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!
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Katalysatoren, Enthalpie und Entropie
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)!
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Protolysegleichgewichte - Säuren und Basen
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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pH-Wert Berechnungen
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 (c₀ = 0,1 mol/L, pKs = 4,75): 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!
Wir dachten schon, du fragst nie...
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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 verstehen
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.
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Gleichgewichtskonstanten berechnen
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Gleichgewichte beeinflussen
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Merkregel: Systeme streben nach minimaler Energie (ΔH) und maximaler Unordnung (ΔS)!
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pH-Wert Berechnungen
Bei starken Säuren ist die Protolyse vollständig: c(H₃O⁺) = c₀(Säure). Daher berechnest du einfach: pH = -lg(c₀(Säure)).
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4.6/5App Store
4.7/5Google 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 SiOS-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 KlichAndroid-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.
AnnaiOS-Nutzerin