## 554 **C) 2. und 4. sind richtig. ** Bei dieser Reaktion sind zwei Aussagen korrekt: Da die Reaktion exotherm ist (negative Reaktionsenthalpie von -180 kJ/mol), verschiebt eine Temperaturerhöhung das Gleichgewicht nach links (Aussage 2 richtig), weil das System der Störung entgegenwirkt und die Wärmeproduktion verringert (Le Chatelier-Prinzip). Die Entfernung von Produkt D verschiebt das Gleichgewicht nach rechts (Aussage 4 richtig), da das System versucht, den Verlust auszugleichen und mehr D zu produzieren. Aussage 1 ist falsch, da ein Katalysator nur die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, aber nicht die Gleichgewichtslage verändert. Aussage 3 ist falsch, weil eine Druckerhöhung das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Gasteilchen verschiebt - hier kann man das aber nicht eindeutig beurteilen, da die Aggregatzustände nicht angegeben sind. ## 555 **C) Die Gleichgewichtskonzentrationen hängen von den Startkonzentrationen ab.** Die Gleichgewichtskonzentrationen einer chemischen Reaktion werden tatsächlich von den Ausgangsbedingungen beeinflusst, während die Gleichgewichtskonstante K nur von der Temperatur abhängt. Die anderen Optionen enthalten grundlegende Fehler: Die Gleichgewichtskonstante ist sehr wohl temperaturabhängig (A), ein Katalysator beschleunigt beide Reaktionsrichtungen gleichermaßen (B), die Gleichgewichtskonstante wird als Quotient und nicht als Summe der Konzentrationen berechnet (D), und in Zellen laufen sowohl exotherme als auch endotherme Reaktionen ab (E). Die Startkonzentrationen bestimmen, welche spezifischen Gleichgewichtskonzentrationen sich einstellen, auch wenn das Verhältnis dieser Konzentrationen (K) konstant bleibt. ## 556 **D) 4** Die Gleichgewichtskonstante K lässt sich aus den Konzentrationen im Gleichgewicht berechnen: $K = \frac{[HI]^2}{[H_2][I_2]}$. Von den Ausgangsstoffen $H_2$ und $I_2$ (je 0,8 $\text{mol}/\text{L}$) reagiert jeweils 0,4 $\text{mol}/\text{L}$ zu 0,8 $\text{mol}/\text{L}$ HI. Im Gleichgewicht sind also noch je 0,4 $\text{mol}/\text{L}$ $H_2$ und $I_2$ vorhanden. Setzt man diese Werte in die Formel ein, erhält man: $K = \frac{0,8^2}{0,4 \times 0,4} = \frac{0,64}{0,16} = 4$. Die Berechnung zeigt, dass das chemische Gleichgewicht stark auf der Produktseite liegt. ## 557 **C) 1. und 3. sind richtig.** Das Massenwirkungsgesetz für die gegebene Reaktion ist korrekt aufgestellt (1), da die Konzentrationen der Produkte im Zähler und die der Edukte im Nenner stehen, jeweils mit den stöchiometrischen Koeffizienten als Exponenten. Die Gleichgewichtskonstante K ist tatsächlich temperaturabhängig (3), da sich bei Temperaturänderungen das Gleichgewicht verschiebt. Aussage 2 ist falsch, denn K ist eine stoffspezifische Konstante, die unabhängig von den Konzentrationen ist. Aussage 4 ist ebenfalls falsch - ein Katalysator beschleunigt zwar die Einstellung des Gleichgewichts, verändert aber nicht dessen Lage, da er die Hin- und Rückreaktion gleichermaßen beschleunigt. ## 558 **A) K = ([C] * [D]) / ([A] * [B]²)** Das Massenwirkungsgesetz beschreibt das Gleichgewicht einer chemischen Reaktion durch das Verhältnis der Konzentrationen von Produkten zu Edukten, wobei die Konzentrationen jeweils mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten als Exponenten eingehen. Bei der Reaktion A + 2B ⇌ C + D stehen die Produkte C und D im Zähler multipliziert, während die Edukte A und B im Nenner stehen. Da B mit dem Koeffizienten 2 vorliegt, wird dessen Konzentration quadriert. Die falschen Optionen vertauschen entweder Zähler und Nenner (B), verwenden Addition statt Multiplikation (C), oder berücksichtigen die stöchiometrischen Koeffizienten falsch (D, E). ## 559 **D) Es handelt sich um eine endotherme Reaktion, da die Reaktion der Umgebung Energie in Form von Wärme entzieht.** Die beobachteten Phänomene sind typische Anzeichen für eine endotherme Reaktion: Die Temperaturabnahme von 22°C auf 15°C zeigt, dass die Reaktion Wärmeenergie aus der Umgebung aufnimmt. Das kalte Reagenzglas und die Kondensation von Wasserdampf aus der Luft entstehen, weil die Umgebung durch den Wärmeentzug abkühlt. Bei einer exothermen Reaktion (A und C) würde hingegen Wärme freigesetzt und die Temperatur steigen. Die Bildung von Kondenswasser ist kein Ausschlusskriterium für die Klassifizierung als endo- oder exotherm (E), sondern eine Folge der Abkühlung der umgebenden Luft. ## 560 **A) Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Seite mit den weniger Gasteilchen. ** Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert ein System auf Störungen so, dass es die Störung abschwächt. Bei einer Volumenverkleinerung erhöht sich der Druck. Das System verschiebt das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Gasteilchen, um den Druckanstieg zu minimieren. In der Reaktion $PCl_5(g) \rightleftharpoons PCl_3(g) + Cl_2(g)$ liegen links 1 Mol und rechts 2 Mol Gasteilchen vor. Die Volumenverkleinerung begünstigt daher die Rückreaktion zu $PCl_5$. Option B ist falsch, da das Gleichgewicht auch bei konstanter Temperatur durch Druckänderungen beeinflusst wird. C ist falsch, weil die Gleichgewichtskonstante nur von der Temperatur abhängt. D und E sind falsch, da sich sowohl die Konzentrationen ändern als auch ein neues Gleichgewicht einstellt. ## 561 **C) 1., 2., 3., 5. und 6. sind richtig. ** Bei chemischen Gleichgewichten sind Aussagen 1, 2, 3, 5 und 6 korrekt. Ein Katalysator senkt tatsächlich die Aktivierungsenergie für Hin- und Rückreaktion gleichermaßen (1), wodurch er das Gleichgewicht schneller erreichen lässt, ohne die Lage zu verändern. Mit steigender Temperatur nimmt die Reaktionsgeschwindigkeit der Hinreaktion zu (2), da mehr Teilchen die Aktivierungsenergie überwinden können. Im Gleichgewicht bleiben die Konzentrationen aller Stoffe konstant (3), weil Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen. Wenn die Startkonzentrationen näher am Gleichgewicht liegen, stellt sich dieses schneller ein (5), da weniger Stoffumsatz nötig ist. Die Gleichgewichtskonstante K ist bei konstanter Temperatur unveränderlich (6). Falsch ist nur Aussage 4, denn die Geschwindigkeit der Rückreaktion hängt von den Konzentrationen der Produkte ab. ## 562 **E) Bei geringer Temperatur überwiegt $CO_2$** Die Reaktion $CO_2 + C \rightleftharpoons 2CO$ ist endotherm ($\Delta H = +169\text{ kJ}$), benötigt also Energie. Bei niedrigen Temperaturen verschiebt sich das Gleichgewicht gemäß dem Prinzip von Le Chatelier zur energetisch günstigeren Seite, also zu den Edukten ($CO_2$ und C). Die anderen Optionen sind falsch: Eine Temperaturerhöhung verschiebt die Reaktion nach rechts, nicht links (A); die Reaktion ist druckabhängig, da sich die Molzahl ändert (B); die Gleichgewichtskonstante hängt nur von der Temperatur ab, nicht von Konzentrationen (C); und die CO-Konzentration im Gleichgewicht hängt von den Reaktionsbedingungen ab, ist also nicht generell höher (D). ## 563 **C) Ein Katalysator erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit einer Reaktion.** Ein Katalysator beschleunigt chemische Reaktionen, indem er die Aktivierungsenergie herabsetzt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Er stellt einen alternativen Reaktionsweg mit niedrigerer Energiebarriere zur Verfügung. Wichtig ist, dass ein Katalysator das chemische Gleichgewicht nicht verschiebt (Fehler in A) und bei allen Reaktionstypen wirken kann, nicht nur bei exothermen (Fehler in B). Da er sowohl Hin- als auch Rückreaktion gleichermaßen beschleunigt (Fehler in D), bleibt die Gleichgewichtslage unverändert. Die Aussage, dass ein Katalysator die Aktivierungsenergie erhöht (E), ist falsch - er senkt sie gerade. ## 564 **B) Katalysatorzugabe ** Ein Katalysator beschleunigt zwar die Einstellung des chemischen Gleichgewichts, verändert aber nicht dessen Lage. Er setzt lediglich die Aktivierungsenergie herab, sodass die Hin- und Rückreaktion gleichermaßen schneller ablaufen. Die anderen Faktoren hingegen verschieben das Gleichgewicht: Temperaturänderungen beeinflussen endotherme und exotherme Reaktionen unterschiedlich (A), Druckänderungen wirken auf die Seite mit der geringeren Molzahl (C), und sowohl die Entfernung von Produkten (D) als auch die Zugabe von Edukten (E) verschieben das Gleichgewicht gemäß dem Prinzip von Le Chatelier in Richtung der Produktbildung. ## 565 **A) $K = \frac{[H_2O]^2}{[H_2]^2 [O_2]}$** Das Massenwirkungsgesetz (MWG) beschreibt das Verhältnis der Konzentrationen von Produkten zu Edukten im chemischen Gleichgewicht, wobei die Konzentrationen mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten als Exponenten eingesetzt werden. Bei der Reaktion $2 H_2 + O_2 \rightleftharpoons 2 H_2O$ steht $H_2O$ als Produkt im Zähler (mit Exponent 2 wegen des Koeffizienten), während die Edukte $H_2$ (Exponent 2) und $O_2$ (Exponent 1) im Nenner stehen. Die falschen Optionen vertauschen entweder Zähler und Nenner (B), verwenden falsche Exponenten (C, D) oder addieren fälschlicherweise die Konzentrationen (E). ## 566 **D) Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu.** Die Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit ist ein fundamentales Prinzip der chemischen Kinetik. Nach der RGT-Regel (van't Hoff'sche Regel) führt eine Temperaturerhöhung um 10°C zu einer etwa 2-3-fachen Beschleunigung der Reaktion, da mehr Moleküle die nötige Aktivierungsenergie überwinden können. Die anderen Optionen sind falsch: Die Temperaturunabhängigkeit (A) widerspricht dem Arrhenius-Gesetz. Katalysatoren und Enzyme (B, E) beeinflussen nur die Aktivierungsenergie, nicht aber die Gleichgewichtslage. Die Aktivierungsenergie (C) ist eine kinetische, keine thermodynamische Größe und hat daher keinen Einfluss auf die Gleichgewichtslage. ## 567 **A) Temperaturerhöhung beschleunigt die Reaktion. ** Eine Temperaturerhöhung beschleunigt tatsächlich chemische Reaktionen, da die Teilchen mehr kinetische Energie besitzen und häufiger mit ausreichender Energie zusammenstoßen. Die anderen Optionen enthalten Fehler: Katalysatoren beschleunigen nur die Reaktion, ändern aber nicht die Gleichgewichtslage (B). Eine Druckerhöhung beschleunigt bei Gasphasenreaktionen die Reaktion durch häufigere Zusammenstöße (C falsch). Die Entfernung von Produkten verschiebt das Gleichgewicht und beeinflusst damit die Reaktionsgeschwindigkeit (D falsch). Konzentrationsänderungen beeinflussen sowohl die Gleichgewichtslage als auch die Reaktionsgeschwindigkeit durch häufigere Teilchenkollisionen (E falsch). ## 568 **C) C ** In einem Energiediagramm zeigt die Differenz zwischen dem Energieniveau der Edukte und Produkte die bei der Reaktion freiwerdende Energie an. Der mit C markierte Energiebetrag entspricht genau dieser Differenz und stellt die Reaktionsenergie (R) dar. Diese Energie wird bei der Reaktion in Form von Wärme oder Licht an die Umgebung abgegeben. Die anderen markierten Energiebeträge zeigen entweder die Aktivierungsenergie (die Energiebarriere, die überwunden werden muss), Zwischenstufen oder Teilschritte der Reaktion an, nicht aber die insgesamt freiwerdende Energiemenge. ## 569 **A) K = [C]² • [D] / ([A] • [B]²)** Das Massenwirkungsgesetz (MWG) beschreibt das Verhältnis der Konzentrationen von Produkten zu Edukten im chemischen Gleichgewicht, wobei die Konzentrationen mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten als Exponenten eingehen. Für die Reaktion A + 2B ⇌ 2C + D werden im Zähler die Produkte (2C und D) multipliziert, wobei [C] aufgrund des Koeffizienten 2 quadriert wird. Im Nenner stehen die Edukte ([A] und [B]²), wobei [B] wegen des Koeffizienten 2 ebenfalls quadriert wird. Die anderen Optionen sind falsch, weil sie entweder die Exponenten falsch setzen (B), die stöchiometrischen Koeffizienten als Faktoren statt als Exponenten verwenden (C,E) oder die Terme falsch addieren statt multiplizieren (C,D). ## 570 **C) Die Aktivierungsenergie ist die Energiebarriere, die für den Start einer chemischen Reaktion überwunden werden muss.** Die Aktivierungsenergie stellt eine energetische Hürde dar, die Reaktionspartner überwinden müssen, damit eine chemische Reaktion stattfinden kann. Sie ist wie ein "Energieberg", der erklimmt werden muss, bevor die Reaktion ablaufen kann. Diese Energie wird benötigt, um bestehende Bindungen aufzubrechen und die Moleküle in einen reaktionsfähigen Zustand zu bringen. Die anderen Optionen sind falsch: Die Energiedifferenz zwischen Edukten und Produkten beschreibt die Reaktionsenthalpie (A), die Aktivierungsenergie kann durch Katalysatoren verändert werden (B), sie tritt bei allen Reaktionen auf - nicht nur bei endothermen (D) und ist unabhängig von der Reaktionsenthalpie (E). ## 571 **B) Bei exothermen Reaktionen verschiebt sich das Gleichgewicht bei höherer Temperatur in Richtung der Edukte, bei endothermen Reaktionen in Richtung der Produkte.** Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert ein System auf äußere Störungen so, dass es die Störung abschwächt. Bei einer Temperaturerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, die der Störung entgegenwirkt. Bei exothermen Reaktionen wird Wärme freigesetzt (Produkt), daher verschiebt sich das Gleichgewicht bei Temperaturerhöhung zu den Edukten hin, um die zugeführte Wärme zu verbrauchen. Bei endothermen Reaktionen wird Wärme aufgenommen (Edukt), weshalb sich das Gleichgewicht bei höherer Temperatur zu den Produkten verschiebt, da die zusätzliche Wärme die Hinreaktion begünstigt. ## 572 **A) Die Säure dissoziiert zu einem hohen Anteil.** Der gegebene $pK_s$-Wert von -1,37 zeigt, dass es sich bei $HNO_3$ um eine sehr starke Säure handelt. Durch Umrechnung erhalten wir $K_s = 10^{1,37} \approx 23,4$, was deutlich größer als 1 ist. Dies bedeutet, dass das Gleichgewicht stark auf der rechten Seite liegt und die Säure nahezu vollständig in Ionen dissoziiert vorliegt. Option B ist daher falsch, da das Gleichgewicht nicht links liegt. Option C ist falsch, da $HNO_3$ eine starke Säure ist. D ist falsch, da $K_s > 1$. E ist falsch, da $pK_s$ als negativer dekadischer Logarithmus von $K_s$ definiert ist, nicht als natürlicher Logarithmus. ## 573 **C) Ein Katalysator setzt die Aktivierungsenergie einer Reaktion herab.** Ein Katalysator ermöglicht einen alternativen Reaktionsweg mit niedrigerer Aktivierungsenergie, wodurch chemische Reaktionen schneller ablaufen können. Er wird dabei selbst nicht verbraucht. Die anderen Optionen enthalten grundlegende Fehler: Viele chemische Reaktionen sind reversibel (A), Reaktionsgeschwindigkeiten sind immer temperaturabhängig (B), endotherme Reaktionen laufen nicht automatisch spontan ab (D), und bei exothermen Reaktionen wird per Definition Wärme an die Umgebung abgegeben (E). ## 574 **C) Eine Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht nach links.** Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert ein System auf Störungen so, dass deren Wirkung minimiert wird. In der Reaktion $CO_2 + C \rightleftharpoons 2CO$ entstehen aus 2 mol Ausgangsstoffen 2 mol Produkt. Bei einer Druckerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht zur Seite mit der geringeren Molzahl - hier ist die Molzahl aber gleich, sodass der Druck zunächst keinen Einfluss hat. Allerdings reagiert ein Gas ($CO_2$) mit einem Feststoff (C) zu zwei Gasmolekülen (CO). Da Feststoffe nicht zum Druck beitragen, liegt auf der Produktseite effektiv mehr Gasvolumen vor. Eine Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht daher zur Seite mit weniger Gasvolumen, also nach links. Option B ist falsch, da die endotherme Reaktion ($\Delta H > 0$) temperaturabhängig ist. Option E ist falsch, da Temperaturerhöhung das Gleichgewicht bei endothermen Reaktionen nach rechts verschiebt. ## 575 **B) Die Zugabe von B verschiebt das Gleichgewicht auf die Produktseite.** Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert ein System auf Störungen so, dass es die Störung abschwächt. Bei Zugabe von B (Edukt) verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Produkt ($B_2C$), um die erhöhte B-Konzentration zu verringern. Dies wird auch durch das Massenwirkungsgesetz bestätigt: Da [B] im Nenner quadratisch eingeht, führt eine Erhöhung von [B] zu einer Vergrößerung von $[B_2C]$, um K konstant zu halten. Die anderen Optionen sind falsch: Die Gleichgewichtskonstante K ist nur temperaturabhängig (A, C), der hohe K-Wert von 10² zeigt eine Produktbevorzugung (D), und K hat keinen direkten Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit (E). ## 576 **B) Die Reaktion hat eine hohe Aktivierungsenergie, die bei Raumtemperatur kaum überwunden wird.** Obwohl die Reaktion thermodynamisch begünstigt ist (negative Enthalpieänderung ΔH), kann sie kinetisch gehemmt sein. Die hohe Aktivierungsenergie stellt eine Energiebarriere dar, die überwunden werden muss, damit die Reaktion stattfinden kann. Bei Raumtemperatur besitzen die Moleküle nicht genügend kinetische Energie, um diese Barriere zu überwinden. Option A ist falsch, da eine endotherme Reaktion ein positives ΔH hätte. Option C ist unzutreffend, weil die Reaktion gar nicht erst richtig startet. Option D verwechselt die Konzepte - thermodynamisch ist die Reaktion begünstigt, aber kinetisch gehemmt. Option E ist falsch, da der Druck hauptsächlich bei Gasphasenreaktionen mit Volumenänderung relevant wäre, nicht bei der Überwindung einer Aktivierungsenergie. ## 577 **C) Das Lösen von NaCl ist nahezu thermoneutral, das Lösen von Zucker endotherm.** Die Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit gibt Aufschluss über die Enthalpie des Lösungsprozesses. Nach dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt sich bei endothermen Prozessen das Gleichgewicht mit steigender Temperatur nach rechts (mehr Stoff löst sich). Da die Löslichkeit von NaCl kaum temperaturabhängig ist, muss der Prozess nahezu thermoneutral sein (weder stark wärmeaufnehmend noch -abgebend). Bei Zucker hingegen steigt die Löslichkeit mit der Temperatur deutlich an, was auf einen endothermen Lösungsprozess hindeutet - Wärme wird aufgenommen, und höhere Temperaturen begünstigen die Löslichkeit. Die anderen Optionen widersprechen diesem grundlegenden thermodynamischen Zusammenhang zwischen Temperaturabhängigkeit und Reaktionsenthalpie. ## 578 **B) Der hohe Sauerstoffpartialdruck in der Lunge verschiebt das Gleichgewicht nach dem Massenwirkungsgesetz nach rechts.** Nach dem Massenwirkungsgesetz verschiebt sich ein chemisches Gleichgewicht bei Konzentrationsänderungen eines Reaktionsteilnehmers in die Richtung, die dieser Änderung entgegenwirkt. In der Lunge herrscht ein hoher $O_2$-Partialdruck (hohe $O_2$-Konzentration), was das Gleichgewicht zur Produktseite ($HbO_2$) verschiebt und zur Sauerstoffaufnahme führt. Im Gewebe ist der $O_2$-Partialdruck niedrig, wodurch sich das Gleichgewicht zur Eduktseite verschiebt und Sauerstoff abgegeben wird. Die Gleichgewichtskonstante (A) bleibt dabei unverändert, sie hängt nur von der Temperatur ab. Die Reaktionswärme (C), Aktivierungsenergie (D) und Katalysatoren (E) beeinflussen nicht die Gleichgewichtslage in Abhängigkeit vom Sauerstoffpartialdruck.