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Themenübersicht
Im Kapitel Chemisches Gleichgewicht lernst du, wie reversible Reaktionen in einem dynamischen Gleichgewicht ablaufen, wie das Massenwirkungsgesetz die Gleichgewichtslage quantitativ beschreibt und wie das Prinzip von Le Chatelier vorhersagt, wie sich das Gleichgewicht bei Störungen verschiebt. Als große Anwendung lernst du die Ammoniaksynthese (Haber-Bosch-Verfahren) kennen.
Chemisches Gleichgewicht
Auf einen Blick – die Kernkonzepte
Dynamisches GG
Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell → Konzentrationen konstant, Reaktionen gehen weiter
Le Chatelier
Störung → Gleichgewicht verschiebt sich gegen die Störung
Massenwirkungsgesetz
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
Kc ist temperaturabhängig
Haber-Bosch
Hoher Druck (↑ Ausbeute), aber hohe Temperatur (↑ Geschwindigkeit, ↓ Ausbeute) → Kompromiss ~450 °C, ~200 bar
Häufige Fragen – Chemisches Gleichgewicht
Was ist ein dynamisches Gleichgewicht?
Im dynamischen Gleichgewicht laufen Hin- und Rückreaktion gleichzeitig und mit gleicher Geschwindigkeit ab. Die Konzentrationen aller Stoffe bleiben konstant – aber nicht weil die Reaktionen gestoppt haben, sondern weil sie sich gegenseitig aufheben. Das unterscheidet es von einer statischen Situation, in der gar nichts mehr passiert.
Was besagt das Prinzip von Le Chatelier?
Wenn ein System im Gleichgewicht durch eine äußere Änderung gestört wird (Konzentration, Druck, Temperatur), verschiebt es sich in die Richtung, die dieser Störung entgegenwirkt. Beispiel: Erhöht man den Druck bei N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3, verschiebt sich das GG nach rechts, weil dort weniger Gasteilchen sind. Details: Le Chatelier (2.11).
Was ist die Gleichgewichtskonstante Kc und was sagt sie aus?
Das Massenwirkungsgesetz definiert Kc als Verhältnis der Gleichgewichtskonzentrationen von Produkten zu Edukten (jeweils potenziert mit den Stöchiometriefaktoren). Kc > 1 → Gleichgewicht liegt auf der Produktseite; Kc < 1 → Gleichgewicht liegt auf der Eduktseite. Kc ändert sich nur mit der Temperatur, nicht mit den Konzentrationen. Details: Massenwirkungsgesetz (2.12).
Warum werden bei der Ammoniaksynthese Kompromissbedingungen gewählt?
Die Ammoniaksynthese N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 ist exotherm. Niedrige Temperaturen begünstigen nach Le Chatelier die Produktbildung (höhere Ausbeute), aber die Reaktion wird sehr langsam. Hohe Temperaturen beschleunigen die Reaktion, senken aber die Ausbeute. In der Technik wählt man einen Kompromiss: ~450 °C, ~200 bar, Fe-Katalysator. Details: Ammoniaksynthese (2.15).
Wie unterscheiden sich Konzentrations-, Druck- und Temperaturänderung auf das Gleichgewicht?
Konzentrationsänderung: Verschiebt das GG, ändert Kc nicht. Druckerhöhung: Verschiebt das GG zur Seite mit weniger Gasteilchen, ändert Kc nicht. Temperaturerhöhung: Verschiebt das GG in Richtung der endothermen Reaktion und ändert Kc. Details: Gleichgewichtsverschiebung (2.10).
Lernkarten – Chemisches Gleichgewicht
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Was bedeutet „dynamisches Gleichgewicht"?
Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell ab. Konzentrationen konstant – aber die Reaktionen laufen weiter.
Was passiert laut Le Chatelier, wenn man einem Gleichgewicht Edukte hinzufügt?
Das GG verschiebt sich nach rechts (in Richtung Produkte), um die Konzentrationserhöhung zu verringern.
Wie lautet das Massenwirkungsgesetz für A + 2 B ⇌ C?
Kc = c(C) / (c(A) · c(B)²)
Produkte im Zähler, Edukte im Nenner,
Stöchiometriefaktoren als Exponenten.
Warum erhöht hoher Druck die Ausbeute bei der Ammoniaksynthese?
Auf der Eduktseite: 1 N2 + 3 H2 = 4 Mol Gas.
Auf der Produktseite: 2 NH3 = 2 Mol Gas.
Hoher Druck → GG zur Seite mit weniger Mol → rechts.
Ändert ein Katalysator die Lage des Gleichgewichts?
Nein. Ein Katalysator beschleunigt Hin- und Rückreaktion gleichermaßen → das Gleichgewicht wird schneller erreicht, aber Kc bleibt unverändert.
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