4. Stöchiometrie, Gleichgewicht und Thermodynamik

Berechne Stoffmengenkonzentrationen mit c = n/V und stelle durch Einwiegen oder Verdünnen Lösungen gewünschter Konzentration her. Nutze c₁V₁ = c₂V₂ für einfache Verdünnungsansätze.

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Wende das Gelernte aus der vorherigen Lektion auf reale Probleme an.

Ermittle die eingesetzte Stoffmenge flüssiger oder nicht vollständig reiner Reagenzien aus Volumen, Dichte, Massenanteil und Reinheitsangabe. Übertrage Herstellerangaben korrekt in einen Laboransatz.

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Gleiche organische Reaktionsgleichungen durch Erhaltung aller Atomsorten aus. Lies anschließend die stöchiometrischen Koeffizienten als Stoffmengenverhältnisse der Edukte und Produkte.

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Berechne aus einer gegebenen Reaktionsgleichung die benötigten und entstehenden Stoffmengen. Identifiziere das limitierende Reagenz und bestimme, welche Stoffe im Überschuss vorliegen.

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Drücke Reagenzmengen relativ zu einem Bezugsstoff in Äquivalenten aus und übersetze zwischen Äquivalenten, Millimol, Masse und Volumen. Erstelle daraus eine kompakte Reagenztabelle für einen organischen Ansatz.

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Berechne die theoretisch mögliche Produktmenge aus dem limitierenden Reagenz und bestimme die prozentuale Ausbeute. Unterscheide theoretische Ausbeute, Rohproduktmasse und isolierte Ausbeute.

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Erkenne ein chemisches Gleichgewicht als dynamischen Zustand, in dem Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen. Ordne reversible organische Reaktionen danach ein, ob Edukte oder Produkte im Gleichgewicht überwiegen.

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Formuliere das Massenwirkungsgesetz und bilde die Gleichgewichtskonstante K aus stöchiometrischen Koeffizienten und Aktivitäten beziehungsweise Konzentrationen. Behandle reine Flüssigkeiten und Feststoffe korrekt im Gleichgewichtsausdruck.

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Bestimme Gleichgewichtskonzentrationen mit einer Anfang–Änderung–Gleichgewicht-Tabelle und einer gegebenen Gleichgewichtskonstante. Prüfe, ob die berechneten Konzentrationen physikalisch sinnvoll sind.

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Vergleiche den Reaktionsquotienten Q mit K, um die spontane Reaktionsrichtung eines noch nicht im Gleichgewicht befindlichen Gemischs vorherzusagen. Leite daraus ab, ob sich netto mehr Produkte oder Edukte bilden.

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Wende das Prinzip von Le Chatelier auf Änderungen von Konzentration, Druck und Temperatur an. Begründe, warum Produktentzug, Reagenzüberschuss oder Entfernung von Wasser die Ausbeute reversibler organischer Reaktionen erhöhen können.

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Ordne exothermen und endothermen Reaktionen das Vorzeichen ihrer Reaktionsenthalpie ΔH zu. Berechne Reaktionsenthalpien mit dem Hess’schen Satz aus bekannten Bildungs- oder Teilreaktionsenthalpien.

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Deute die Entropie ΔS als Maß für die Zahl zugänglicher mikroskopischer Zustände und nicht bloß als „Unordnung“. Schätze das Vorzeichen von ΔS anhand von Teilchenzahl, Aggregatzuständen und molekularer Verteilung ab.

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Verknüpfe Enthalpie und Entropie über ΔG = ΔH − TΔS. Entscheide anhand des Vorzeichens von ΔG, ob eine Reaktion unter den gegebenen Bedingungen thermodynamisch begünstigt ist, ohne daraus ihre Geschwindigkeit abzuleiten.

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Nutze ΔG = ΔG° + RT ln Q und ΔG° = −RT ln K, um freie Standardreaktionsenergie, Reaktionsrichtung und Gleichgewichtslage miteinander zu verbinden. Erkenne, warum ΔG im Gleichgewicht null ist, obwohl ΔG° davon verschieden sein kann.

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Beurteile mit ΔG = ΔH − TΔS, wie die Temperatur die thermodynamische Begünstigung verändert. Unterscheide dabei thermodynamische Kontrolle durch Produktstabilität von kinetischer Kontrolle durch unterschiedliche Aktivierungsbarrieren.

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Wiederhole dieses Kapitel mit Übungen, die auf deinen Fehlern basieren.