Chemische Gleichgewichte - Die Basics

Chemische Gleichgewichte sind wie ein ständiger Tanz zwischen Hin- und Rückreaktion - sie hören nie auf, laufen aber gleich schnell ab. Deshalb sieht von außen alles unverändert aus, obwohl intern ordentlich was los ist.

Das Massenwirkungsgesetz (MWG) gibt euch die Formel für die Gleichgewichtskonstante K an die Hand: K = [Produkte]/[Edukte]. Dabei werden die Konzentrationen mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten potenziert.

Die Gleichgewichtskonstante K verrät euch sofort, wer das Rennen macht: K > 1 bedeutet mehr Produkte (Reaktion läuft fast vollständig ab), K < 1 heißt mehr Edukte (Reaktion läuft kaum), und K = 1 steht für echtes Gleichgewicht.

Merkhilfe: Die Konzentration berechnet ihr mit c = n/V. Wenn ihr die Stoffmenge n braucht, nutzt n = m/M oder n = c·V je nach gegebenen Werten.

Löslichkeitsprodukt - Wenn Salze ins Wasser gehen

Das Löslichkeitsprodukt KL zeigt euch, wie gut sich ein Salz in Wasser löst. Es funktioniert nach dem gleichen Prinzip wie das MWG, nur dass hier feste Stoffe mit Ionen im Gleichgewicht stehen.

Großes KL bedeutet gut löslich, kleines KL heißt schlecht löslich. Oft wird statt KL der pKL-Wert angegeben $pKL = -lg[KL]$ - je größer der pKL, desto schlechter die Löslichkeit.

Die Berechnung läuft immer gleich ab: Ihr bestimmt die Konzentration der gelösten Ionen und setzt sie in die KL-Formel ein. Bei PbCl₂ zum Beispiel: KL = [Pb²⁺][Cl⁻]², wobei [Cl⁻] = 2[Pb²⁺] ist.

Praxistipp: In gesättigten Salzlösungen bleiben immer nur so viele Ionen gelöst, dass ihr Konzentrationsprodukt dem Löslichkeitsprodukt entspricht.

Das Prinzip von Le Chatelier - Gleichgewichte beeinflussen

Das Prinzip von Le Chatelier ist euer Kompass für Gleichgewichtsverschiebungen: Übt ihr Zwang auf ein System aus, weicht es in die Richtung aus, die diesem Zwang entgegenwirkt.

Konzentrationsänderungen verschieben das Gleichgewicht logisch: Mehr Edukte → mehr Produkte entstehen, weniger Edukte → Gleichgewicht bildet neue Edukte. Das MWG muss schließlich stimmen!

Druckänderungen wirken nur bei Gasreaktionen mit unterschiedlicher Teilchenzahl: Höherer Druck verschiebt zur Seite mit weniger Gasteilchen, niedrigerer Druck zur Seite mit mehr Gasteilchen.

Temperaturänderungen folgen der Energiebilanz: Höhere Temperatur begünstigt endotherme Reaktionen (sie "schlucken" die Wärme), niedrigere Temperatur begünstigt exotherme Reaktionen (sie produzieren Wärme).

Faustregel: Das System will immer den Stress reduzieren - denkt logisch mit!

Energetik - Systeme und Hauptsätze

In der Energetik unterscheidet ihr drei Systemtypen: Offene Systeme tauschen Stoff und Energie aus, geschlossene Systeme nur Energie, und isolierte Systeme gar nichts.

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik ist simpel: Energie kann weder erschaffen noch vernichtet werden, nur umgewandelt. Wie beim Geld - es wechselt nur den Besitzer!

Die Enthalpie H ist der Wärmeinhalt eines Systems und setzt sich aus innerer Energie U und Volumenarbeit zusammen. Praktisch ist sie die Energie, die ihr bei konstantem Druck messen könnt.

Der zweite Hauptsatz besagt, dass die Entropie (Unordnung) in isolierten Systemen zunimmt oder gleich bleibt. Je irreversibler ein Prozess, desto größer wird die Entropie.

Wichtig: Die Reaktionsenthalpie ΔRH ist bei exothermen Reaktionen negativ (Energie wird frei), bei endothermen positiv (Energie wird benötigt).

Molare Enthalpien und Energiemessungen

Die molare Standardbildungsenthalpie ΔfH° gibt an, wie viel Energie beim Bilden eines Mols eines Stoffes aus seinen Elementen umgesetzt wird. Für Elemente selbst ist sie null.

Mit dem Satz von Hess könnt ihr Reaktionsenthalpien berechnen, ohne die Reaktion durchzuführen: Der Weg ist egal, nur Ausgangs- und Endzustand zählen. ΔRH° = Σ(Produkte·ΔfH°) - Σ(Edukte·ΔfH°).

Brennwert und Heizwert unterscheiden sich durch den Wasserdampf: Der Brennwert berücksichtigt die Kondensationswärme des entstehenden Wasserdampfs, der Heizwert nicht.

Der physiologische Brennwert in kcal/g zeigt euch, wie viel Energie euer Körper aus Nahrung ziehen kann - wichtig für Ernährung und Stoffwechsel.

Merkhilfe: Brennwert > Heizwert, weil die Kondensationswärme zusätzliche Energie liefert.

Kalorimetrie und praktische Energiemessung

Das Kalorimeter ist euer Werkzeug zur Energiemessung. Es funktioniert nach einem einfachen Prinzip: Die Reaktionswärme erwärmt eine bekannte Wassermenge, aus der Temperaturänderung berechnet ihr die Energie.

Beim Bombenkalorimeter verbrennt die Probe in reinem Sauerstoff unter Druck. Die freigesetzte Wärme erwärmt das umgebende Wasser - aus Temperaturanstieg und Wärmekapazität erhaltet ihr die Verbrennungsenergie.

Entropie nimmt mit steigender Temperatur zu, weil sich die Teilchen mehr bewegen können. Das Diagramm zeigt: Bei 273 K (Schmelzpunkt) und 373 K (Siedepunkt) gibt es Sprünge durch Phasenübergänge.

Die Formel für die Wärmemenge lautet: Q = c·m·ΔT, wobei c die spezifische Wärmekapazität, m die Masse und ΔT die Temperaturdifferenz ist.

Praxistipp: Beim Kalorimeter müsst ihr die Wärmekapazität des Geräts selbst mitberechnen - nicht nur das Wasser nimmt Wärme auf!

Formeln und Berechnungen - Euer Werkzeugkasten

Die wichtigsten Grundformeln habt ihr hier auf einen Blick: Konzentration c = n/V, molares Volumen Vm = 24 L, und die zentrale Kalorimeter-Formel ΔQ = cp·m·ΔT.

Enthalpien berechnet ihr mit ΔH = -ΔQ für die Reaktionsenthalpie und ΔH/n für die molare Reaktionsenthalpie. Das Minuszeichen kommt daher, dass das System Energie abgibt, wenn die Umgebung sie aufnimmt.

Die Enthalpiediagramme zeigen euch den Energieverlauf: Bei endothermen Prozessen (NH₄Cl, NaCl) liegen die Produkte energetisch höher, bei exothermen (CaCl₂, NaOH) niedriger als die Edukte.

Brennwert und Heizwert unterscheiden sich durch die Verdampfungsenthalpie des Wassers $ΔvH° = 44 kJ/mol$. Beim Brennwert kondensiert der Wasserdampf und gibt zusätzliche Energie frei.

Formel-Tipp: Bei Standardbedingungen (1013 bar, 25°C) verwenden alle Werte das °-Symbol - das macht Vergleiche möglich.

Entropie und freie Enthalpie - Die Triebkräfte von Reaktionen

Chemische Reaktionen werden von zwei Triebkräften gesteuert: Energieabnahme (ΔH < 0) und Entropiezunahme (ΔS > 0). Die Entropie steigt durch Phasenübergänge, Raumvergrößerung, Durchmischung oder mehr Teilchen.

Die freie Reaktionsenthalpie ΔG = ΔH - T·ΔS entscheidet über die Freiwilligkeit: ΔG < 0 bedeutet freiwillig (exergon), ΔG > 0 nicht freiwillig (endergon).

Bei temperaturunabhängigen Fällen ist die Sache klar: ΔH < 0 und ΔS > 0 → immer freiwillig, ΔH > 0 und ΔS < 0 → nie freiwillig.

Die temperaturabhängigen Fälle sind spannender: Bei ΔH > 0 und ΔS > 0 wird die Reaktion bei hohen Temperaturen freiwillig, bei ΔH < 0 und ΔS < 0 nur bei niedrigen Temperaturen.

Absolute Null: Bei T = 0 K hört alle Teilchenbewegung auf und S = 0 J·K⁻¹ - der perfekt geordnete Zustand.

Reaktionsgeschwindigkeit - Wer bestimmt das Tempo?

Die Reaktionsgeschwindigkeit v = Δc/Δt sagt euch nur, wie schnell eine Reaktion läuft - nicht, ob oder wohin sie läuft. Das ist ein wichtiger Unterschied zur Thermodynamik!

Einflussfaktoren auf die Geschwindigkeit sind logisch: Höhere Konzentration → mehr Teilchen → mehr Kollisionen → schneller. Höhere Temperatur → mehr Energie → häufigere erfolgreiche Stöße.

Druck wirkt wie Konzentration bei Gasen: mehr Druck = dichtere Packung = mehr Kollisionen. Der Zerteilungsgrad vergrößert die Oberfläche und beschleunigt dadurch die Reaktion.

Katalysatoren sind die Superhelden der Chemie: Sie beschleunigen Reaktionen, ohne selbst verbraucht zu werden. Sie senken die Aktivierungsenergie durch Bildung von Zwischenkomplexen.

Bei homogener Katalyse sind Katalysator und Reaktanten in derselben Phase, bei heterogener in verschiedenen Phasen. Enzyme sind biologische Katalysatoren - extrem spezifisch und effektiv.

Wichtig: Katalysatoren ändern nicht das Gleichgewicht, sondern nur die Geschwindigkeit, mit der es erreicht wird!

Säure-Base-Chemie - Stärke richtig einschätzen

Starke Säuren protolysieren vollständig in Wasser: c₀ = c(H₃O⁺), daher könnt ihr den pH-Wert direkt berechnen mit pH = -lg(c₀).

Schwache Säuren protolysieren nur teilweise. Hier braucht ihr die Säurekonstante Ks und den pKs-Wert: Je kleiner der pKs, desto stärker die Säure.

Der Protolysegrad α zeigt euch den Anteil der protolysierten Moleküle: α = c(H₃O⁺)/c₀(HA). Starke Säuren haben α ≈ 1, schwache Säuren α ≈ 0,01.

Für schwache Säuren könnt ihr α auch über die Säurekonstante berechnen: α = √$Ks/c₀$. Das ist besonders praktisch, wenn ihr nur Ks und die Ausgangskonzentration kennt.

Faustregel: pKs < 1 = starke Säure, pKs 1-4 = mittelstarke Säure, pKs > 4 = schwache Säure.