Typische Fehler

So wird oft gerechnet: „Nach \(40\,\mathrm{s}\) sind \(52\,\mathrm{mL}\) Gas entstanden, also \(v=52:40=1{,}3\,\mathrm{mL\,s^{-1}}\) im Zeitraum von \(20\) bis \(40\,\mathrm{s}\).“

Richtig ist: Die mittlere Geschwindigkeit in einem Zeitraum ist \(\bar v=\frac{\Delta V}{\Delta t}\) — die Steigung der Sekante zwischen den beiden Messpunkten, z. B. \(\frac{V(40)-V(20)}{40-20}\). \(V:t\) liefert nur die mittlere Geschwindigkeit seit dem Start.

So wird oft gerechnet: „\(c(\ce{H2O2})\) sinkt um \(0{,}080\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) in \(100\,\mathrm{s}\) — also bildet sich \(\ce{O2}\) mit \(0{,}80\,\mathrm{mmol\,L^{-1}\,s^{-1}}\).“

Richtig ist: Bei \(\ce{2 H2O2 -> 2 H2O + O2}\) entsteht pro zwei zerfallenen \(\ce{H2O2}\) nur ein \(\ce{O2}\): \(\bar v(\ce{O2})=0{,}40\,\mathrm{mmol\,L^{-1}\,s^{-1}}\). Eine Geschwindigkeit ohne Angabe des Stoffes ist nicht eindeutig.

So wird oft gerechnet: „Beim Erwärmen bewegen sich die Teilchen schneller und stoßen häufiger zusammen, deshalb wird die Reaktion doppelt so schnell.“

Richtig ist: Die Stoßzahl steigt bei \(+10\,\mathrm{K}\) nur um wenige Prozent. Entscheidend ist, dass der Anteil der Teilchen mit \(E\ge E_A\) — also der wirksamen Stöße — stark wächst.

So wird oft gerechnet: „Beim Haber-Bosch-Verfahren erhöht man die Temperatur, damit mehr Ammoniak im Gleichgewicht entsteht.“

Richtig ist: Die Ammoniaksynthese ist exotherm. Erwärmen begünstigt die endotherme Rückreaktion, \(K_c\) sinkt, der Ammoniakanteil im Gleichgewicht wird kleiner. Die hohe Temperatur dient nur der Geschwindigkeit.

So wird oft gerechnet: „Das Gleichgewicht ist erreicht, wenn \(c(\text{Edukte})=c(\text{Produkte})\) ist.“

Richtig ist: Im Gleichgewicht sind die Konzentrationen konstant, nicht gleich. Gleich sind die Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion. Bei der Esterbildung liegen z. B. \(\tfrac13\) und \(\tfrac23\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) vor.

So wird oft gerechnet: „Im Gleichgewicht ist die Reaktion beendet, es reagiert nichts mehr.“

Richtig ist: Das chemische Gleichgewicht ist dynamisch: Hin- und Rückreaktion laufen mit gleicher, von null verschiedener Geschwindigkeit weiter (Nachweis z. B. mit radioaktiv markiertem Iod).

So wird oft gerechnet: \(K_c=\dfrac{c(\text{Säure})\cdot c(\text{Alkohol})}{c(\text{Ester})\cdot c(\ce{H2O})}=0{,}25\) für die Esterbildung.

Richtig ist: Im Massenwirkungsgesetz stehen die Produkte im Zähler: \(K_c=\dfrac{c(\text{Ester})\cdot c(\ce{H2O})}{c(\text{Säure})\cdot c(\text{Alkohol})}\approx4\). Der verkehrte Bruch liefert den Kehrwert — und damit die falsche Lage.

So wird oft gerechnet: Für \(\ce{H2 + I2 <=> 2 HI}\): \(K_c=\dfrac{2\cdot c(\ce{HI})}{c(\ce{H2})\cdot c(\ce{I2})}\).

Richtig ist: Der Koeffizient wird zum Exponenten, weil zwei \(\ce{HI}\)-Teilchen beteiligt sind: \(K_c=\dfrac{c^2(\ce{HI})}{c(\ce{H2})\cdot c(\ce{I2})}\).

So wird oft gerechnet: „Gibt man Ethanol zu, wird \(K_c\) größer, weil mehr Ester entsteht.“

Richtig ist: Die Zugabe verschiebt die Lage: Es entsteht mehr Ester, bis der Quotient wieder \(K_c\) ergibt. \(K_c\) selbst hängt nur von der Temperatur ab.

So wird oft gerechnet: „Erhöht man den Druck, verschiebt sich \(\ce{H2 + I2 <=> 2 HI}\) nach rechts.“

Richtig ist: Druck wirkt nur, wenn sich die Zahl der Gasteilchen ändert. Hier stehen links und rechts je 2 Gasteilchen — keine Verschiebung. Bei \(\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}\) (4 → 2) dagegen schon.

So wird oft gerechnet: „Mit Katalysator liegt das Gleichgewicht weiter auf der Produktseite.“

Richtig ist: Der Katalysator senkt die Aktivierungsenergie von Hin- und Rückreaktion gleich stark. Das Gleichgewicht wird schneller erreicht, Lage und \(K_c\) bleiben gleich.

So wird oft gerechnet: „\(K_c\) der Knallgasreaktion ist riesig, also reagiert Wasserstoff mit Luft sofort.“

Richtig ist: \(K_c\) beschreibt die Lage (wohin), die Aktivierungsenergie die Geschwindigkeit (wie schnell). Knallgas ist bei Raumtemperatur jahrelang haltbar, weil \(E_A\) hoch ist.