Weiter: Ein sehr kleines |ΔrH°| bedeutet eine flache Kurve.
A2
Stimmt's? — Temperatur und Lage
AFB I
Nennen Sie jeweils, ob die Aussage zutrifft.
Fünf Aussagen nacheinander. Eine falsche Einschätzung reicht — dann startest du die Serie mit „Neue Runde“ neu.
Aussage 1 von 5
Temperatur verändert K; alle anderen Zwänge verändern Q. Die Geschwindigkeit steigt in beide Richtungen.
Ansatz: Welcher Zwang verändert K?
Weiter: Unterscheiden Sie Lage und Geschwindigkeit.
A3
Lückentext: Wärme als Zwang
AFB I
Beschreiben Sie, was beim Abkühlen eines Gleichgewichts mit exothermer Hinreaktion geschieht.
Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.
Beim Abkühlen wird die Richtung begünstigt, die Wärme abgibt. Die Gleichgewichtskonstante wird . Direkt nach dem Abkühlen ist Q daher als K, sodass die überwiegt. Im neuen Gleichgewicht liegen mehr vor.
„endotherme“ ist der Ablenker: Beim Abkühlen wird gerade die Richtung begünstigt, die Wärme freisetzt.
Ansatz: Welche Richtung „liefert“ Wärme nach?
Weiter: K wächst, Q bleibt: Q < K.
A4
Mix: Druck oder Temperatur?
AFB II
Methanolsynthese: \(\ce{CO + 2 H2} \rightleftharpoons \ce{CH3OH}\) (alle gasförmig, \(\Delta_r H^\circ = -91\,\text{kJ/mol}\)). Bestimmen Sie für jede Maßnahme (Volumen konstant, außer beim Halbieren), was zutrifft — Rückgriff auf 2.3.1.
Setze alle zutreffenden Kreuze — in manchen Zeilen passen mehrere. Enter setzt und löscht.
Maßnahme
K ändert sich
Q sofort anders
GG nach rechts
T erhöhen
Volumen halbieren
CH₃OH entziehen
T senken
Temperaturänderung: K ändert sich, Q (Konzentrationen) zunächst nicht. Druck und Entzug: umgekehrt. Die Richtung folgt immer aus dem Vergleich Q ↔ K.
Ansatz: Welche Größe verändert der Zwang — K oder Q?
Vier Gasreaktionen werden von 25 °C auf 125 °C erwärmt. Schätzen Sie ab, wie sich \(K\) jeweils verändert.
Wähle für jede Zeile eine Stufe: 1 = sinkt stark, 2 = sinkt etwas, 3 = bleibt fast gleich, 4 = steigt etwas, 5 = steigt stark. Mit der Tastatur: Tab zur Zeile, ←/→ zwischen den Stufen, Enter setzt.
Van ’t Hoff: ln(K₂/K₁) ∝ −ΔrH°. Bei −9 kJ/mol sinkt K nur um etwa 60 %, bei +181 kJ/mol steigt es um rund acht Zehnerpotenzen.
Ansatz: Vorzeichen gibt die Richtung, Betrag die Stärke.
Weiter: +17 kJ/mol ergibt etwa den Faktor 6, −9 kJ/mol etwa den Faktor 0,4.
A6
Argumentationskette: Erwärmen
AFB II
Für \(\ce{CO + H2O} \rightleftharpoons \ce{CO2 + H2}\) (\(\Delta_r H^\circ = -41\,\text{kJ/mol}\)) wird die Temperatur bei konstantem Volumen erhöht. Stellen Sie die Begründung in der richtigen Reihenfolge dar.
Ziehe die Karten in die richtige Reihenfolge — mit der Tastatur: ↑/↓ verschiebt, Shift+↑/↓ wechselt nur den Fokus.
1Die Hinreaktion ist exotherm, die Rückreaktion endotherm.
2Beim Erwärmen wird K kleiner.
3Die Konzentrationen und damit Q sind im ersten Moment unverändert.
4Es gilt Q > K, die Rückreaktion überwiegt.
5Im neuen Gleichgewicht liegen mehr CO und H₂O vor, bis Q = K(neu).
Bei Temperaturänderungen ist der erste Schritt immer: Wie ändert sich K? Erst dann folgt der Vergleich mit dem (noch) unveränderten Q.
Ansatz: Beginnen Sie mit ΔrH°.
Weiter: K ändert sich, Q nicht — daraus folgt die Richtung.
A7
K bei tieferer Temperatur
AFB II
Für die CO-Konvertierung \(\ce{CO + H2O} \rightleftharpoons \ce{CO2 + H2}\) gilt bei 500 °C \(K = 5{,}0\) und \(\Delta_r H^\circ = -41\,\text{kJ/mol}\). Berechnen Sie mit der Gleichung von van ’t Hoff \(K\) bei 400 °C (\(R = 8{,}314\,\text{J/(mol}\cdot\text{K)}\)).
Rechne selbst und trage das Ergebnis ein — Enter prüft direkt.
\(\ln\dfrac{K_2}{5{,}0} = -\dfrac{-41\,000}{8{,}314}\left(\dfrac{1}{673\,\text{K}} - \dfrac{1}{773\,\text{K}}\right) = 0{,}948 \Rightarrow K_2 = 5{,}0 \cdot e^{0{,}948} \approx 12{,}9\). Typischer Fehler: °C statt Kelvin einsetzen oder ΔrH° in kJ statt J.
Ansatz: Temperaturen in Kelvin, ΔrH° in J/mol.
Weiter: Exotherm und kälter: K muss größer als 5,0 werden.
A8
ΔrH° aus zwei K-Werten
AFB III
Für \(\ce{H2 + I2} \rightleftharpoons \ce{2 HI}\) (gasförmig) wurden \(K = 54\) bei 700 K und \(K = 44\) bei 800 K gemessen. Ermitteln Sie \(\Delta_r H^\circ\) schrittweise.
Rechne die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft.
\(\ln(K_2/K_1)\) =
\(1/T_2 - 1/T_1\) =· 10⁻⁴ K⁻¹
\(\Delta_r H^\circ\) =kJ/mol
\(\Delta_r H^\circ = -R \cdot \dfrac{\ln(K_2/K_1)}{1/T_2 - 1/T_1} = -8{,}314 \cdot \dfrac{-0{,}205}{-1{,}786 \cdot 10^{-4}}\,\text{J/mol} \approx -9{,}5\,\text{kJ/mol}\). K sinkt mit T — passend zum negativen Vorzeichen.
Überprüfen Sie das Protokoll zur Ethan-Dehydrierung \(\ce{C2H6} \rightleftharpoons \ce{C2H4 + H2}\) (\(\Delta_r H^\circ = +137\,\text{kJ/mol}\)) und markieren Sie die falschen Zeilen.
In diesem Text stecken Fehler. Klicke genau die falschen Zeilen an — die richtigen musst du stehen lassen.
Zwei typische Verwechslungen: Geschwindigkeit mit Lage und Q mit K.
Ansatz: Zwei Zeilen sind falsch.
Weiter: Was ändert K — und warum?
A10
Trickaufgabe: Dieselbe Reaktion, andersherum
AFB III
Für die Methanolsynthese sinkt \(K\) beim Erwärmen. Eine Gruppe betrachtet stattdessen die Zersetzung \(\ce{CH3OH} \rightleftharpoons \ce{CO + 2 H2}\). Beurteilen Sie die Aussagen.
Mehrere Antworten sind richtig. Markiere alle zutreffenden und klicke dann auf „Prüfen“.
Die Schreibrichtung ist Konvention: Das Gemisch ist dasselbe, nur K wird zum Kehrwert und ΔrH° wechselt das Vorzeichen.
Ansatz: Welches Vorzeichen hat ΔrH° der Zersetzung?
