Energetik und Gleichgewichtsreaktionen in Natur und Technik

Chemie Klasse 11 – 1. Halbjahr Energetik und Gleichgewichtsreaktionen in Natur und Technik Stoffverteilung Schuljahr 2012/13 

Erhöhtes Anforderungsniveau Anzahl der Schulwochen: 23 Verfügbares Stundenvolumen: max. 92 / verplant: 55 

h Themen und Inhalte Experimente, Medien 

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1. Lebensader Energie 

P2 7/8: Energie bei chemischen Reaktionen 

Physik P2 7/8: Energiebegriff, Energieformen (qualitativ), Energieerhaltungssatz, 

Begriff System, Energiebetrachtungen in einfachen Systemen, 

Physik P3 7/8: Zusammenhang zwischen thermischer Energie und Wärme, spezifische Wärmekapazität 

Bedeutung energetischer Vorgänge in Natur und Gesellschaft – Erster Hauptsatz der Thermodynamik (Energieerhaltungssatz), 

Energieformen 

(beurteilen chemische Reaktionen energetisch unter Nutzung des Ersten Hauptsatzes der Thermodynamik) 

Begriff Enthalpie, (Lösungsenthalpie, Neutralisationsenthalpie, Verbrennungsenthalpie, Bildungsenthalpie) 

(definieren Enthalpie als Reaktionswärme bei konstantem Druck, unterscheiden Enthalpiearten (Reaktions-, Bildungs-, 

Verbrennungs- und Lösungsenthalpie) sowie molare und nichtmolare Größen) 

Anwenden der Methode und Ermitteln der Reaktionswärme durch Kalorimetrie (Berechnung mit der kalorimetrischen Grundgleichung); 

Berechnen der Enthalpie nach dem Satz von HESS 

2. Das Chaos und seine Konsequenzen – warum Reaktionen ablaufen 

Entropie, freie Enthalpie (Berechnung mit GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung), Ableitung von Aussagen zum freiwilligen Ablauf 

chemischer Reaktionen 

berechnen Reaktionsentropien und leiten Aussagen aus den Werten ab, leiten Voraussagen über den freiwilligen 

Verlauf chemischer Reaktionen ab, bestimmen den Wahrheitsgehalt dieser Aussagen mittels der GIBBS-HELMHOLTZ- 

Gleichung, 

2 TEST 

4 

3. Wie schnell sind Reaktionen? 

P3 9/10: zeitlicher Verlauf der chemischen Reaktion – Reaktionsgeschwindigkeit, 

Einfluss von Reaktionsbedingungen auf Verlauf und Geschwindigkeit, 

Wirkung von Katalysatoren auf chemische Reaktionen, 

Reaktionsgeschwindigkeit und deren Beeinflussung durch Druck, Temperatur und Konzentration 

begründen die Einflüsse verschiedener Faktoren auf die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen, 

Rot: pflichtige Experimente 

SE Lösungsenthalpie, 

Neutralisationsenthalpie, 

Verbrennungsenthalpie, 

Bildungsenthalpie 

(evtl. Stationsbetrieb) 

SE: Beeinflussung der 

Reaktionsgeschwindigkeit 

durch Konzentration und 

Temperatur



4. Reaktionen die sich nicht entscheiden können – das chemische Gleichgewicht 

P3 9/10: Umkehrbarkeit und Stoffumsatz bei chemischen Reaktionen 

P4 7/8: Redoxreaktionen, Roheisenherstellung 

P2 9/10: Kalkkreislauf 

Unterschiede: umkehrbare Reaktionen, Reaktionen im Gleichgewicht 

Bedeutung umkehrbarer Reaktionen für die Nachhaltigkeit – Beispiel: Herstellung und Recycling von Roheisen, Kalkkreislauf 

Merkmale des chemischen Gleichgewichtes 

erläutern die Merkmale des chemischen Gleichgewichtes, 

Anwendung des Prinzips von LE CHATELIER 

DE Chromat-Dichromatformulieren 

Voraussagen über die Änderung der Gleichgewichtslage durch Druck-, Temperatur- und Konzentrations- Gleichgewicht, Kohlen- 

6 änderung (Prinzip von LE CHATELIER), 

5. Berechenbare Reaktionen – was kommt für uns dabei raus? 

P7 9/10: Bildung und Spaltung von Estern einfacher Alkansäuren 

säure-Gleichgewicht 

SE Hebermodell 

4 

Ableitung Massenwirkungsgesetz, Berechnungen von KC bzw. der Konzentrationen der Stoffe im Gleichgewicht für Δν = 0 

Interpretieren der Ergebnisse (KC und Konzentrationsänderungen) 

berechnen Kc bzw. die Konzentrationen der Stoffe im Gleichgewicht für Δν = 0 und nutzen das Massenwirkungsgesetz 

unter anderem zur Diskussion der Reaktionsführung technischer Synthesen, 

2 TEST 

2 

2 

6. Nutzung der Kenntnisse über die Reaktionen 

P1 9/10: saure – neutrale – basische Lösung; Säurebegriff nur nach Brönsted, 

Bedeutung von Ammoniak für die Wirtschaft, Grundlagen der Ammoniaksynthese, Historisches zum Haber-Bosch-Verfahren, 

Erläutern Durchführung und technische Prinzipien (Gegenstromprinzip, kontinuierliche und diskontinuierliche Arbeitsweisen, 

Kreislaufprinzip) am Beispiel der Ammoniaksynthese diskutieren unter dem Aspekt der Wirtschaftlichkeit und der 

ökologischen Folgen 

VIDEO zum Haber-Bosch- 

Verfahren


Erhöhtes Anforderungsniveau 

7. Säuren und Basen und was damit zusammenhängt 

7.1 Grundlagen 

Anzahl der Schulwochen: 23 Verfügbares Stundenvolumen: max. 92 / verplant: 55 

P1 9/10: gesamte Sequenz 

Wiederholung Säure-Base-Theorie nach BRÖNSTED als Donator-Akzeptor-Reaktion (Reaktionsgleichungen für die Reaktion mit 

2 Wasser und für Neutralisationen) 

beschreiben die Säure-Base-Theorie nach BRÖNSTED als Donator-Akzeptor-Reaktion 

leiten das Ionenprodukt des Wassers aus der Autoprotolyse des Wassers her, 

definieren den Begriff pH-Wert und erläutern den Zusammenhang zum Ionenprodukt des Wassers 

pH-Wert und Indikatoren (Def.) 

Anwendung des MWG – Ableitung Säure- und Basekonstante; Einteilung der Säuren und Basen, Nivellierender Effekt des DE unterschiedliche 

2 Wassers 

Protolysegrade der Säuren 

berechnen pH-Werte sehr starker, starker und schwacher Protolyte sowie pH-Werte von Salz-Lösungen und ermitteln → unterschiedliche pH- 

2 diese experimentell unter Verwendung geeigneter Indikatoren 

Werte gleichkonzentrierter 

1 Puffersysteme (qualitative Betrachtungen) beschreiben Puffersysteme und deren Bedeutungen 

Säuren 

SE Ermitteln von pH- 

7.2 Säure-Base-Reaktionen - Neutralisationen 

Werten mit Methylorange, 

P1 9/10: Neutralisation (Kennzeichnung und Bedeutung), Ermitteln der Stoffmengenkonzentration durch Neutralisation Methylrot, Bromthymolblau, 

Säure-Base-Titrationen, 

Phenolphthalein 

Auswertung von Titrationskurven 

DE Wirkung einer 

führen Säure-Base-Titrationen (starke und schwache einprotonige/einwertige Protolyte) durch und berechnen 

Pufferlösung 

6 Konzentrationen, Massen und Stoffmengen der Titranden, 

SE HCl, HNO3, HCOOH, 

werten Titrationskurven aus (Kennzeichnung: Start-, Halbäquivalenz-, Äquivalenz- und Endpunkt; Berechnung dieser Punkte) CH3COOH + NaOH, KOH 

4 

8. Salze – die Reaktionsprodukte von Neutralisationen 

P4 7/8: Nachweis von Chlorid-Ionen 

P2 9/10: Nachweisreaktionen für Säurerest-Ionen 

Einführung in die Analytik 

Ionen-Nachweise: Halogenid-, Sulfat-, Carbonat-, Hydronium-, Hydroxid- und Ammonium-Ionen 

LEGENDE: 

� blau: Bezug zur Sek. I / Reaktivierung / Wiederholung (W) 

� fett, kursiv: Kompetenzerwerb im Themenfeld laut Rlp. 

� grün: Modelle, Zeichensprache, Quantitativ 

SE Analytikpraktikum



BEGRIFFE, FESTLEGUNGEN, DEFINITIONEN: 

Erster Hauptsatz: Die Energie eines abgeschlossenen Systems ist konstant. BZW: Bei einem Prozess kann Energie weder erschaffen noch vernichtet 

werden. Energie kann nur aus einer Form in andere Energieformen umgewandelt werden (Energieerhaltungssatz) 

Enthalpie: Die Enthalpie H eines Systems ist die Summe aus der inneren Energie U und der Volumenarbeit. Die Reaktionswärme bei konstantem Druck wird 

Reaktionsenthalpie genannt. Als Symbol wurde ΔRH eingeführt 

Umkehrbare Reaktionen – Reaktionen im Gleichgewicht: 

Theoretisch ist jede Reaktion umkehrbar (reversibel), praktisch ist sie das nicht (Beispiel Abbrennen eines Streichholz). Umkehrbare Reaktionen laufen 

vollständig ab. Beispiel Abbinden von Mörtel: Ca(OH)2 + CO2 ⇄ CaCO3 

Bei den meisten umkehrbaren Reaktionen stellt sich nach einer gewissen Einstellzeit ein chemische Gleichgewicht ein. 

Merkmale des chem. Gleichgewichts: Die Geschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion ist gleich; Die Gesamtgeschwindigkeit ist null, Die Konzentrationen 

der beteiligten Stoffe bleiben konstant. 

Prinzip von LE CHATELIER: Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun zwischen 1884 und 1888; Übt man auf ein System, das sich im chemischen 

Gleichgewicht befindet, einen Zwang durch Änderung der äußeren Bedingungen aus, so stellt sich infolge dieser Störung des 

Gleichgewichts ein neues Gleichgewicht, dem Zwang ausweichend, ein. 

Einteilung der Säuren und Basen: (aus "Chemie Oberstufe - Allgemeine Chemie, Physikalische Chemie" Cornelsen, Volk und Wissen, Berlin 2009, S. 153) 

sehr stark: pKS < –1,74 

stark: –1,74 < pKS < 4,5 

schwach: 4,5 < pKS < 9,5 

weitere Einteilungsmöglichkeiten: siehe unten 

Indikator (für Säure-Base-Reaktionen): S-B-Indikatoren sind schwache organische Säuren, die farbig sind und deren korrespondierender Partner eine 

andere Farbe aufweist. 

Allgemeines: siehe weiter unten 

pH-Wert: negativer, dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der Hydronium-Ionen-Konzentration. pH = potentia hydrogenii = Kraft des Wasserstoffs. 

Ampholyt: Nach BRÖNSTED Teilchen, die je nach Reaktionspartner Protonen abgeben oder aufnehmen können (Säure-Base-amphoter)



INFOS / BEMERKUNGEN: 

weitere Einteilungsmöglichkeiten von Säuren 

Starke Säuren: pKS < 0 

Mittelstarke Säuren: 0 < pKS < 4 

Schwache Säuren: 4 < pKS < 9 

Sehr schwache Säuren: pKS > 9 

Aus http://www.cci.ethz.ch/vorlesung/de/al1/node7.html 

pKs < 0 sehr starke Säure 

pKs 0 – 3 starke Säure 

pKs > 3 schwache Säure 

aus http://www.tutoria.de/wiki/chemie/98/starke-schwache-saeure 

Weitere Einteilungsprinzipien: http://www.kd-chemie.de/saeurekonstanten.html bzw. http://www.kd-chemie.de/saeurekonstanten.html 

Indikatoren allgemein 

In der Chemie versteht man unter einem Indikator einen Stoff oder auch ein Gerät, das zur Überwachung einer chemischen Reaktion bzw. eines Zustandes 

dient. Häufig wird ein Zustand durch eine bestimmte Farbe, die Änderung durch eine Farbveränderung angezeigt. Am häufigsten werden Indikatoren bei 

Titrationen verwendet (http://de.wikipedia.org/wiki/Indikator_(Chemie)) 

Man unterscheidet: 

� pH-Indikatoren 

� Redox-Indikatoren 

� Komplexindikatoren 

� Thermoindikatoren

Energetik und Gleichgewichtsreaktionen in Natur und Technik

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