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Question 1Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für die Reaktion N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) lautet das Massenwirkungsgesetz (MWG) bei gegebener Gleichgewichtskonstante Kc. Welcher Ausdruck gibt Kc korrekt wieder?

  1. Kc = ([N₂]·[H₂]³) / [NH₃]²
  2. Kc = [NH₃] / ([N₂]·[H₂])
  3. Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂])
  4. Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³) Correct answer.

Explanation

Im MWG stehen die Konzentrationen der Produkte im Zähler, die der Edukte im Nenner, jeweils potenziert mit dem stöchiometrischen Koeffizienten. Für 2 NH₃ im Zähler ergibt sich der Exponent 2, für N₂ der Exponent 1 und für 3 H₂ der Exponent 3.

Question 2Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage beschreibt das Prinzip von Le Chatelier und Braun zutreffend?

  1. Ein Gleichgewicht verschiebt sich nur, wenn die Temperatur konstant bleibt.
  2. Ein System im Gleichgewicht weicht einem äußeren Zwang aus, indem es die Störung teilweise kompensiert. Correct answer.
  3. Ein Katalysator verschiebt die Gleichgewichtslage zugunsten der Produkte.
  4. Jede Störung eines Gleichgewichts führt zum vollständigen Verbrauch der Edukte.

Explanation

Das Prinzip besagt, dass ein Gleichgewicht auf eine Änderung von Konzentration, Druck oder Temperatur mit einer Gegenreaktion antwortet, die den Zwang abschwächt. Ein Katalysator beschleunigt nur die Einstellung, nicht die Lage des Gleichgewichts.

Question 3Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei einer exothermen Gleichgewichtsreaktion wird das System erwärmt. Wie verschiebt sich das Gleichgewicht und wie ändert sich K?

  1. Das Gleichgewicht bleibt unverändert, K bleibt konstant.
  2. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Eduktseite, K wird kleiner. Correct answer.
  3. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite, K wird größer.
  4. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite, K bleibt konstant.

Explanation

Bei exothermen Reaktionen liegt das Gleichgewicht nach dem Prinzip von Le Chatelier bei Temperaturerhöhung auf der Eduktseite, da die Rückreaktion Wärme verbraucht. Die Gleichgewichtskonstante ist temperaturabhängig und nimmt dabei ab.

Question 4Chemische Gleichgewichte und Energetik

Was ist die Aktivierungsenergie einer Reaktion?

  1. Die Mindestenergie, die Teilchen zur Überwindung der Energieschwelle zum Übergangszustand aufbringen müssen. Correct answer.
  2. Die Energiemenge, die bei der Reaktion insgesamt freigesetzt wird.
  3. Die Differenz der Enthalpien von Produkten und Edukten.
  4. Die Energie, die ein Katalysator dem System zuführt.

Explanation

Die Aktivierungsenergie ist die Barriere zwischen Edukten und Übergangszustand, die für eine erfolgreiche Reaktion überwunden werden muss. Sie ist unabhängig von der Reaktionsenthalpie, die nur die Energiebilanz beschreibt.

Question 5Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für eine Reaktion gilt ΔH < 0 und ΔS > 0. Welche Aussage zur Triebkraft ist bei Standardbedingungen korrekt?

  1. Die Reaktion ist sowohl enthalpisch als auch entropisch begünstigt und verläuft exergon. Correct answer.
  2. Die Reaktion ist nur bei hoher Temperatur exergon.
  3. Die Reaktion ist enthalpisch begünstigt, entropisch aber gehemmt.
  4. Die Reaktion ist endergon, weil die Entropieabnahme überwiegt.

Explanation

Nach ΔG = ΔH − T·ΔS wirken hier beide Terme günstig: negatives ΔH und positives ΔS ergeben für jede positive Temperatur ein negatives ΔG. Die Reaktion ist damit exergon und freiwillig.

Question 6Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Beziehung verknüpft die freie Enthalpie mit Gleichgewichtskonstante und Temperatur?

  1. ΔG° = R·T·ln K
  2. ΔG° = −R·T·ln K Correct answer.
  3. ΔG° = −ln(K)/(R·T)
  4. ΔG° = −R·T·K

Explanation

Die Standardreaktionsenthalpie der freien Enthalpie hängt über ΔG° = −R·T·ln K mit der Gleichgewichtskonstante zusammen. Bei negativem ΔG° ist ln K positiv, also K > 1, was eine Produktbegünstigung anzeigt.

Question 7Chemische Gleichgewichte und Energetik

Ein Katalysator erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit. Welche Aussage über seine Wirkung auf das Gleichgewicht ist korrekt?

  1. Er verschiebt das Gleichgewicht zur Produktseite, da die Hinreaktion stärker beschleunigt wird.
  2. Er erhöht die Aktivierungsenergie der Rückreaktion und blockiert diese.
  3. Er erhöht die Gleichgewichtskonstante, weil mehr Produkt entsteht.
  4. Er senkt die Aktivierungsenergie von Hin- und Rückreaktion gleichermaßen und verkürzt die Einstellzeit. Correct answer.

Explanation

Ein Katalysator bietet einen energetisch günstigeren Reaktionsweg und senkt dadurch die Aktivierungsenergie beider Richtungen im gleichen Maß. Die Gleichgewichtslage und damit K bleiben unverändert, nur die Einstellung erfolgt schneller.

Question 8Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei der Reaktion 2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g) wird der Druck durch Verkleinerung des Volumens erhöht. In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht?

  1. Zur Seite von N₂O₄, weil dort weniger Gasteilchen vorliegen. Correct answer.
  2. Zur Seite von N₂O₄, weil die Reaktion exotherm ist.
  3. Es verschiebt sich nicht, da der Druck das Gleichgewicht nicht beeinflusst.
  4. Zur Seite von NO₂, weil dessen Konzentration steigt.

Explanation

Bei Druckerhöhung weicht das System zur Seite mit der geringeren Teilchenzahl aus. Da aus zwei Mol NO₂ ein Mol N₂O₄ entsteht, liegt die Begünstigung auf der Produktseite.

Question 9Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage über den Unterschied zwischen Reaktionsgeschwindigkeit und Gleichgewichtslage ist korrekt?

  1. Die Geschwindigkeit beschreibt, wie schnell sich ein Zustand ändert; das Gleichgewicht beschreibt den Endzustand des Systems. Correct answer.
  2. Das Gleichgewicht gibt an, wie schnell die Hinreaktion abläuft.
  3. Beide Begriffe bezeichnen dieselbe Größe, nur in unterschiedlichen Einheiten.
  4. Die Geschwindigkeit legt fest, wo das Gleichgewicht liegt.

Explanation

Die Kinetik befasst sich mit der zeitlichen Änderung und der Aktivierungsenergie, die Thermodynamik mit der Lage des Gleichgewichts und der Gleichgewichtskonstante. Beide Aspekte sind unabhängig voneinander zu betrachten.

Question 10Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche der folgenden Reaktionen ist eine Säure-Base-Reaktion nach dem Brønsted-Konzept?

  1. Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl
  2. NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ Correct answer.
  3. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
  4. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

Explanation

Bei einer Brønsted-Säure-Base-Reaktion wird ein Proton übertragen: NH₃ nimmt ein Proton von H₂O auf, H₂O wirkt als Säure, NH₃ als Base. Nur diese Reaktion zeigt eine Protonenübertragung.

Question 11Chemische Gleichgewichte und Energetik

Eine wässrige Lösung hat bei 25 °C einen pH-Wert von 3. Wie groß ist der pOH-Wert und wie ist die Lösung zu charakterisieren?

  1. pOH = 7; die Lösung ist neutral.
  2. pOH = 3; die Lösung ist sauer.
  3. pOH = 11; die Lösung ist basisch.
  4. pOH = 11; die Lösung ist sauer. Correct answer.

Explanation

Bei 25 °C gilt pH + pOH = 14, also pOH = 11. Ein pH-Wert kleiner als 7 zeigt eine saure Lösung an.

Question 12Chemische Gleichgewichte und Energetik

Warum ist reines Wasser bei 25 °C neutral, obwohl es geringfügig dissoziiert?

  1. Weil Wasser keine Ionen enthält.
  2. Weil die Konzentration an H₃O⁺ größer ist als die an OH⁻.
  3. Weil das Ionenprodukt Kw temperaturabhängig ist.
  4. Weil die Autoprotolyse gleich viele H₃O⁺- und OH⁻-Ionen liefert, sodass beide Konzentrationen 10⁻⁷ mol/L betragen. Correct answer.

Explanation

Die Autoprotolyse 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ erzeugt äquimolare Mengen beider Ionen. Bei 25 °C ist Kw = 10⁻¹⁴, woraus für beide Ionen 10⁻⁷ mol/L und damit pH = 7 folgt.

Question 13Chemische Gleichgewichte und Energetik

Eine schwache Säure HA hat einen pKs-Wert von 5. Welchen pH-Wert hat eine 0,1-molare Lösung näherungsweise?

  1. pH ≈ 1
  2. pH ≈ 7
  3. pH ≈ 3 Correct answer.
  4. pH ≈ 5

Explanation

Für schwache Säuren gilt näherungsweise pH = ½(pKs − log c₀). Mit pKs = 5 und c₀ = 0,1 ergibt sich pH ≈ ½(5 + 1) = 3.

Question 14Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage über das Löslichkeitsprodukt K_L eines schwerlöslichen Salzes wie AgCl ist korrekt?

  1. K_L ändert sich mit der Menge des ungelösten Bodenkörpers.
  2. K_L = [Ag⁺] + [Cl⁻] und wächst mit der Konzentration.
  3. K_L gilt nur für gesättigte Lösungen und ist temperaturabhängig nicht definiert.
  4. K_L = [Ag⁺]·[Cl⁻] und ist bei gegebener Temperatur konstant. Correct answer.

Explanation

Das Löslichkeitsprodukt ist das Produkt der Ionenkonzentrationen im gesättigten Zustand, jeweils potenziert mit dem stöchiometrischen Koeffizienten. Bei konstanter Temperatur ist es eine Konstante, solange Bodenkörper vorhanden ist.

Question 15Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei der Reaktion H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g) wird das Volumen bei konstanter Temperatur halbiert. Wie wirkt sich das auf die Gleichgewichtslage aus?

  1. Das Gleichgewicht verschiebt sich zu H₂ und I₂.
  2. Das Gleichgewicht bleibt unverändert, da auf beiden Seiten gleich viele Gasteilchen vorliegen. Correct answer.
  3. Das Gleichgewicht verschiebt sich zu HI.
  4. Das Gleichgewicht erlischt, weil der Druck zu hoch wird.

Explanation

Auf beiden Seiten der Gleichung stehen zwei Gasteilchen (1+1 bzw. 2). Eine Druck- oder Volumenänderung verändert daher das Verhältnis der Teilchenzahlen nicht, und die Lage bleibt unverändert.

Question 16Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Rolle spielt die Entropie für die Freiwilligkeit einer Reaktion bei konstanter Temperatur und konstantem Druck?

  1. Die Reaktion verläuft freiwillig, wenn die Entropie des Systems abnimmt.
  2. Die Reaktion verläuft freiwillig, wenn ΔS negativ und ΔH positiv ist.
  3. Die Entropie ist für die Freiwilligkeit ohne Bedeutung, allein ΔH entscheidet.
  4. Die Reaktion verläuft freiwillig, wenn die Entropie des Universums zunimmt, also ΔG negativ ist. Correct answer.

Explanation

Nach dem zweiten Hauptsatz nimmt die Gesamtentropie des Universums bei freiwilligen Prozessen zu. Bei konstantem T und p wird dies durch ΔG = ΔH − T·ΔS < 0 ausgedrückt.

Question 17Chemische Gleichgewichte und Energetik

Wie ist die Reaktionsenthalpie ΔH bei einer exothermen Reaktion definiert?

  1. ΔH ist positiv, weil das System Energie aufnimmt.
  2. ΔH ist negativ, weil das System Energie aus der Umgebung aufnimmt.
  3. ΔH ist null, weil die Temperatur konstant bleibt.
  4. ΔH ist negativ, weil das System Energie an die Umgebung abgibt. Correct answer.

Explanation

Bei einer exothermen Reaktion ist die Enthalpie der Produkte geringer als die der Edukte, sodass ΔH = H(Produkte) − H(Edukte) negativ ist. Die freiwerdende Energie geht an die Umgebung.

Question 18Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für die Knallgasreaktion 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O beträgt ΔH° ≈ −572 kJ/mol (bezogen auf 2 mol Wasser). Welche Aussage ist korrekt?

  1. Die Reaktion ist stark exotherm; die Produkte besitzen deutlich niedrigere Enthalpie als die Edukte. Correct answer.
  2. Die Reaktion ist endotherm, weil Wasser stabiler ist als die Elemente.
  3. Die Reaktion verläuft ohne Enthalpieänderung, da nur Gase beteiligt sind.
  4. Die Reaktion ist exotherm, aber die Enthalpie der Produkte ist höher als die der Edukte.

Explanation

Ein negatives ΔH von −572 kJ zeigt, dass bei der Reaktion Energie freigesetzt wird. Die Enthalpie der Produkte ist daher um diesen Betrag niedriger als die der Edukte.

Question 19Chemische Gleichgewichte und Energetik

Wie wirkt sich eine Erhöhung der Temperatur auf die Geschwindigkeit einer Reaktion mit hoher Aktivierungsenergie aus?

  1. Die Geschwindigkeit sinkt, weil die Aktivierungsenergie größer wird.
  2. Die Geschwindigkeit steigt, weil die Gleichgewichtskonstante immer größer wird.
  3. Die Geschwindigkeit steigt stark, weil der Anteil der Teilchen mit ausreichender Energie nach der Boltzmann-Verteilung zunimmt. Correct answer.
  4. Die Geschwindigkeit bleibt konstant, da die Aktivierungsenergie unverändert bleibt.

Explanation

Die Boltzmann-Verteilung zeigt, dass mit steigender Temperatur der Anteil der Moleküle oberhalb der Aktivierungsenergie exponentiell zunimmt. Dadurch steigt die Reaktionsgeschwindigkeit deutlich an.

Question 20Chemische Gleichgewichte und Energetik

Eine Reaktion hat ΔH° = +50 kJ/mol und ΔS° = +100 J/(mol·K). Ab welcher Temperatur (näherungsweise) wird sie exergon?

  1. Sie wird nie exergon
  2. Ab etwa 500 K Correct answer.
  3. Ab etwa 50 K
  4. Ab etwa 5 K

Explanation

Die Grenze liegt bei ΔG = 0, also T = ΔH/ΔS. Mit 50 000 J/mol und 100 J/(mol·K) ergibt sich T = 500 K; oberhalb dieser Temperatur überwiegt der Entropieterm.

Question 21Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage über ein dynamisches Gleichgewicht ist zutreffend?

  1. Hin- und Rückreaktion kommen vollständig zum Stillstand.
  2. Die Konzentrationen von Edukten und Produkten sind immer gleich groß.
  3. Hin- und Rückreaktion laufen mit gleicher Geschwindigkeit ab, sodass die Konzentrationen konstant bleiben. Correct answer.
  4. Die Hinreaktion läuft schneller ab als die Rückreaktion.

Explanation

Im Gleichgewicht sind die Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion gleich, sodass sich die makroskopischen Konzentrationen nicht mehr ändern. Auf Teilchenebene laufen beide Reaktionen jedoch weiter.

Question 22Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage beschreibt die Wirkung eines Puffersystems wie Essigsäure/Acetat korrekt?

  1. Es hält den pH-Wert beim Zusatz kleiner Mengen Säure oder Base nahezu konstant. Correct answer.
  2. Es neutralisiert beliebig große Mengen an Säure und Base.
  3. Es stellt immer einen pH-Wert von 7 ein.
  4. Es erhöht bei Säurezugabe den pH-Wert stark.

Explanation

Ein Puffer besteht aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base. Zugesetzte H₃O⁺- oder OH⁻-Ionen werden abgefangen, sodass sich der pH-Wert nur wenig ändert.

Question 23Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei einer endothermen Gleichgewichtsreaktion wird die Temperatur erhöht. Welche Kombination von Änderungen ist zu erwarten?

  1. Das Gleichgewicht bleibt unverändert, und K wird größer.
  2. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite, und K wird größer. Correct answer.
  3. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Eduktseite, und K wird kleiner.
  4. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite, und K bleibt konstant.

Explanation

Bei endothermen Reaktionen begünstigt eine Temperaturerhöhung die Produktbildung, da die Hinreaktion Wärme aufnimmt. Damit steigt auch die Gleichgewichtskonstante K.

Question 24Chemische Gleichgewichte und Energetik

Warum ist die Kenntnis der Reaktionsenthalpie allein nicht ausreichend, um die Freiwilligkeit einer Reaktion vorherzusagen?

  1. Weil die Enthalpie nur bei Gasen definiert ist.
  2. Weil zusätzlich die Entropieänderung berücksichtigt werden muss, die über −T·ΔS zur freien Enthalpie beiträgt. Correct answer.
  3. Weil die Freiwilligkeit ausschließlich von der Aktivierungsenergie abhängt.
  4. Weil die Reaktionsenthalpie nie gemessen werden kann.

Explanation

Die Freiwilligkeit wird durch die freie Enthalpie ΔG = ΔH − T·ΔS bestimmt, in die sowohl Enthalpie als auch Entropie eingehen. Eine exotherme Reaktion kann daher unfreiwillig sein, wenn die Entropie stark abnimmt.

Question 25Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage über die Gleichgewichtskonstante K einer Reaktion ist korrekt?

  1. K ändert sich, wenn ein Katalysator zugesetzt wird.
  2. Ein K-Wert größer als 1 zeigt an, dass bei Gleichgewicht die Produktseite überwiegt. Correct answer.
  3. K hängt von der Anfangskonzentration der Edukte ab.
  4. Ein K-Wert größer als 1 zeigt an, dass die Reaktion sehr schnell abläuft.

Explanation

K beschreibt das Verhältnis der Produkt- zu Eduktkonzentrationen im Gleichgewicht. Ist K > 1, liegt das Gleichgewicht auf der Produktseite, was jedoch nichts über die Geschwindigkeit aussagt.

Question 26Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für die Synthese von Ammoniak nach dem Haber-Bosch-Verfahren gilt: N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH° = −92 kJ/mol. Welche Maßnahme verschiebt das Gleichgewicht bei konstanter Temperatur am wirksamsten auf die Produktseite?

  1. Absenkung des Gesamtdrucks durch Expansion des Gasgemischs
  2. Erhöhung des Gesamtdrucks durch Kompression des Gasgemischs Correct answer.
  3. Erhöhung der Temperatur auf über 600 °C
  4. Zugabe eines Eisen-Katalysators zum Gasgemisch

Explanation

Nach dem Prinzip von Le Chatelier weicht das System einer Druckerhöhung durch Verschiebung zur Seite mit der geringeren Stoffmenge an Gas aus. Links stehen 4 mol Gas, rechts nur 2 mol, daher begünstigt hoher Druck die Ammoniakbildung. Der Katalysator verkürzt nur die Einstellzeit, und eine Temperaturerhöhung begünstigt wegen der exothermen Reaktion die Rückreaktion.

Question 27Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei einer Reaktion wird bei konstanter Temperatur und konstantem Druck Wärme an die Umgebung abgegeben, und die Entropie des Systems nimmt ab. Wie ist die Freiwilligkeit dieser Reaktion zu beurteilen?

  1. Sie ist nur bei erhöhter Temperatur freiwillig, da dann T·ΔS dominiert.
  2. Sie ist freiwillig, weil die abgegebene Wärme die Entropieabnahme des Systems ausgleicht.
  3. Sie ist nicht freiwillig, weil ΔH > 0 und ΔS < 0 gleichzeitig vorliegen. Correct answer.
  4. Sie ist stets freiwillig, weil exotherme Reaktionen immer von selbst ablaufen.

Explanation

Maßgeblich ist die freie Enthalpie ΔG = ΔH − T·ΔS. Wird Wärme abgegeben, ist ΔH negativ; nimmt die Entropie des Systems ab, ist ΔS negativ, sodass −T·ΔS positiv wird. Bei ΔH > 0 und ΔS < 0 wären beide Beiträge positiv, die Reaktion also unter keinen Umständen freiwillig; hier überwiegt bei tiefer Temperatur der enthalpische Antrieb, sodass die Reaktion freiwillig ist, solange |ΔH| > T·|ΔS| gilt.

Question 28Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für das Gleichgewicht A(g) ⇌ B(g) + C(g) liegt die Gleichgewichtskonstante K bei 298 K bei 4,0·10⁻³. Welche qualitative Aussage über die Lage des Gleichgewichts ist bei dieser Temperatur zutreffend?

  1. Das Gleichgewicht liegt überwiegend auf der Seite der Edukte A. Correct answer.
  2. Das Gleichgewicht liegt überwiegend auf der Seite der Produkte B und C.
  3. Eine Aussage über die Lage ist ohne Kenntnis der Anfangskonzentrationen nicht möglich.
  4. Edukte und Produkte liegen in gleichen Stoffmengenanteilen vor.

Explanation

Die Gleichgewichtskonstante setzt die Konzentrationen der Produkte ins Verhältnis zu denen der Edukte, jeweils potenziert mit den stöchiometrischen Koeffizienten. Ein Wert deutlich kleiner als 1 bedeutet, dass im Gleichgewicht die Eduktkonzentrationen überwiegen. Der Zahlenwert von K ist unabhängig von den Startkonzentrationen und kennzeichnet allein die Lage.

Question 29Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei der Reaktion 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g) wird im Gleichgewicht das Volumen des Reaktionsgefäßes bei konstanter Temperatur vergrößert. Welche unmittelbare Folge ergibt sich für das System?

  1. Der Druck steigt, und das Gleichgewicht verschiebt sich zur Seite der Produkte.
  2. Der Druck steigt, und die Gleichgewichtskonstante K nimmt zu.
  3. Der Druck sinkt, die Gleichgewichtslage bleibt jedoch unverändert.
  4. Der Druck sinkt, und das Gleichgewicht verschiebt sich zur Seite der Edukte. Correct answer.

Explanation

Eine Volumenvergrößerung senkt bei konstanter Temperatur den Partialdruck aller Gase. Das System weicht dem Zwang aus, indem es die Teilchenzahl erhöht, also zur Seite mit mehr Gasmolekülen reagiert; links stehen 3 mol, rechts 2 mol. Daher verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Edukte SO₂ und O₂.

Question 30Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für eine Reaktion gilt ΔH° = −120 kJ/mol und ΔS° = −250 J/(mol·K). Bei welcher Temperatur wird die Reaktion unter Standardbedingungen gerade freiwillig?

  1. Unterhalb von etwa 480 K Correct answer.
  2. Unterhalb von etwa 2 K
  3. Oberhalb von etwa 480 K
  4. Bei jeder Temperatur, weil ΔH° negativ ist

Explanation

Mit ΔG° = ΔH° − T·ΔS° wird ΔG° genau dann negativ, wenn T < ΔH°/ΔS° gilt, sofern beide Größen negativ sind. Der Quotient beträgt 120 000 J/mol geteilt durch 250 J/(mol·K) und ergibt 480 K. Nur unterhalb dieser Temperatur überwiegt der enthalpische Beitrag, oberhalb wird die Reaktion endergonisch.

Question 31Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei 500 K hat eine Gleichgewichtsreaktion die Gleichgewichtskonstante K = 10. Welche Aussage über die Standard-Reaktionsenthalpie dieser Reaktion ist bei dieser Temperatur zutreffend?

  1. ΔG° ist positiv, weil K größer als 1 ist.
  2. ΔG° ist negativ, und die Reaktion ist unter Standardbedingungen exergon. Correct answer.
  3. ΔG° ist null, weil sich das System im Gleichgewicht befindet.
  4. ΔG° ist negativ, aber die Reaktion läuft nicht freiwillig ab.

Explanation

Es gilt ΔG° = −R·T·ln K. Für K > 1 ist der natürliche Logarithmus positiv, sodass ΔG° negativ wird und die Hinreaktion unter Standardbedingungen exergon ist. Die Größe ΔG° bezieht sich auf Standardbedingungen, nicht auf den aktuellen Zustand des Systems.

Question 32Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei einer Reaktion wird die Aktivierungsenergie durch einen Katalysator von 80 kJ/mol auf 50 kJ/mol gesenkt. Wie wirkt sich das auf die Reaktionsgeschwindigkeit und die Gleichgewichtslage aus?

  1. Die Geschwindigkeit steigt deutlich, die Gleichgewichtslage bleibt unverändert. Correct answer.
  2. Die Geschwindigkeit sinkt, weil die Aktivierungsenergie kleiner wird.
  3. Die Geschwindigkeit steigt, und das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite.
  4. Die Geschwindigkeit bleibt gleich, und das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite.

Explanation

Nach der Arrhenius-Gleichung steigt die Geschwindigkeitskonstante exponentiell mit sinkender Aktivierungsenergie, sodass beide Richtungen schneller ablaufen. Da der Katalysator Hin- und Rückreaktion gleichermaßen beschleunigt, stellt sich das Gleichgewicht nur schneller ein; die Lage und damit K bleiben unverändert.

Question 33Chemische Gleichgewichte und Energetik

Eine Reaktion hat ΔH° = +30 kJ/mol und ΔS° = +120 J/(mol·K). Welche Aussage beschreibt das Temperaturverhalten korrekt?

  1. Bei niedriger Temperatur ist sie nicht freiwillig, ab etwa 250 K wird sie freiwillig. Correct answer.
  2. Sie ist bei jeder Temperatur freiwillig, weil beide Größen positiv sind.
  3. Sie ist bei jeder Temperatur nicht freiwillig, weil ΔH° positiv ist.
  4. Sie wird mit steigender Temperatur zunehmend unfreiwilliger.

Explanation

Bei positivem ΔH° und positivem ΔS° konkurrieren ein ungünstiger Enthalpiebeitrag und ein günstiger Entropiebeitrag. Die Reaktion wird freiwillig, sobald T > ΔH°/ΔS° gilt, hier also oberhalb von 250 K. Unterhalb dieser Schwelle überwiegt der positive ΔH°-Beitrag.

Question 34Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei der Reaktion CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g) sind alle Stoffe gasförmig, und die Zahl der Gasmoleküle ist auf beiden Seiten gleich. Wie wirkt sich eine Druckerhöhung durch Volumenverkleinerung auf das Gleichgewicht aus?

  1. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Seite von CO₂ und H₂.
  2. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Seite von CO und H₂O.
  3. Die Gleichgewichtskonstante K steigt mit dem Druck.
  4. Die Lage des Gleichgewichts ändert sich praktisch nicht. Correct answer.

Explanation

Eine Druckänderung beeinflusst die Lage nur, wenn sich die Stoffmenge an Gas zwischen Edukten und Produkten unterscheidet. Bei gleicher Teilchenzahl auf beiden Seiten ändern sich alle Partialdrücke im gleichen Verhältnis, sodass der Quotient der Konzentrationen unverändert bleibt. Die Gleichgewichtskonstante hängt ohnehin nur von der Temperatur ab.

Question 35Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für die Reaktion H₂(g) + Br₂(g) ⇌ 2 HBr(g) werden im Gleichgewichtszustand bei konstanter Temperatur zusätzliche Mengen H₂ zugegeben. Wie verändern sich die Konzentrationen im neuen Gleichgewicht?

  1. Die HBr-Konzentration steigt, die Br₂-Konzentration sinkt. Correct answer.
  2. Die HBr-Konzentration steigt, die Br₂-Konzentration steigt ebenfalls.
  3. Die HBr-Konzentration sinkt, die Br₂-Konzentration steigt.
  4. Beide Konzentrationen bleiben unverändert, weil K konstant ist.

Explanation

Die Zugabe von H₂ erhöht die Eduktkonzentration, sodass der Reaktionsquotient kleiner als K wird und die Hinreaktion abläuft. Dabei wird Br₂ verbraucht und HBr gebildet; im neuen Gleichgewicht ist HBr angereichert und Br₂ stärker verbraucht als zuvor. Die Gleichgewichtskonstante bleibt konstant, die Konzentrationen verschieben sich jedoch.

Question 36Chemische Gleichgewichte und Energetik

Eine Reaktion hat eine Gleichgewichtskonstante von K = 2·10⁻⁵ bei 300 K und von K = 8·10⁻² bei 400 K. Welche Aussage über die Reaktion ist damit begründet zutreffend?

  1. Die Hinreaktion ist exotherm, weil K mit steigender Temperatur zunimmt.
  2. Die Hinreaktion ist endotherm, weil K mit steigender Temperatur zunimmt. Correct answer.
  3. Die Hinreaktion ist endotherm, weil K bei tiefer Temperatur kleiner ist.
  4. Die Reaktion ist unabhängig von der Temperatur, weil sich nur K ändert.

Explanation

Nach der van-'t-Hoff-Beziehung steigt K mit der Temperatur, wenn die Hinreaktion endotherm ist, und sinkt, wenn sie exotherm ist. Da K hier von 2·10⁻⁵ auf 8·10⁻² wächst, wird die Produktbildung durch Erwärmen begünstigt, was einer endothermen Hinreaktion entspricht.

Question 37Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für die Reaktion N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g) ist die Hinreaktion endotherm. Welche Kombination von Änderungen begünstigt die Bildung von NO₂?

  1. Temperaturabsenkung und Druckerhöhung
  2. Temperaturabsenkung und Druckabsenkung
  3. Temperaturerhöhung und Druckabsenkung Correct answer.
  4. Temperaturerhöhung und Druckerhöhung

Explanation

Die Hinreaktion ist endotherm, wird also durch Wärmezufuhr nach dem Prinzip von Le Chatelier begünstigt. Zudem entstehen aus 1 mol N₂O₄ 2 mol NO₂, sodass eine Druckabsenkung die Seite mit der größeren Gasstoffmenge bevorzugt. Beide Maßnahmen zusammen verschieben das Gleichgewicht zu NO₂.

Question 38Chemische Gleichgewichte und Energetik

Welche Aussage über den Zusammenhang zwischen Reaktionsenthalpie, Bindungsenergien und dem Energieumsatz einer exothermen Reaktion ist korrekt?

  1. Die bei der Produktbildung freiwerdende Energie übersteigt die zur Bindungsspaltung aufzuwendende Energie. Correct answer.
  2. Die zur Bindungsspaltung aufzuwendende Energie übersteigt die bei der Produktbildung freiwerdende Energie.
  3. Die Reaktionsenthalpie ist unabhängig von den Bindungsverhältnissen in Edukten und Produkten.
  4. Die Reaktion verläuft ohne Aktivierungsenergie, weil sie exotherm ist.

Explanation

Bei einer exothermen Reaktion ist die Summe der Bindungsenthalpien der Produkte größer als die der Edukte. Das bedeutet, dass beim Bilden der Produktbindungen mehr Energie frei wird, als zum Spalten der Eduktbindungen aufgewendet werden muss; die Differenz wird als Wärme abgegeben.

Question 39Chemische Gleichgewichte und Energetik

Für die Reaktion 2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g) wird bei konstanter Temperatur das Volumen halbiert. Wie ändern sich die Konzentrationen im neuen Gleichgewicht im Vergleich zum alten?

  1. Beide Konzentrationen verdoppeln sich, die Lage bleibt gleich.
  2. Die N₂O₄-Konzentration steigt stärker als die von NO₂. Correct answer.
  3. Die N₂O₄-Konzentration sinkt, die von NO₂ steigt.
  4. Die NO₂-Konzentration steigt stärker als die von N₂O₄.

Explanation

Durch die Volumenhalbierung verdoppeln sich zunächst alle Konzentrationen, wodurch der Reaktionsquotient vom Gleichgewichtswert abweicht. Da die Hinreaktion die Teilchenzahl verringert, verschiebt sich das Gleichgewicht zu N₂O₄; dessen Konzentration steigt über den reinen Kompressionseffekt hinaus, während NO₂ teilweise verbraucht wird.

Question 40Chemische Gleichgewichte und Energetik

Bei der elektrolytischen Zersetzung von Wasser wird Energie zugeführt, während bei der Knallgasreaktion Energie frei wird. Welche Aussage über diese beiden Vorgänge ist korrekt?

  1. Beide Vorgänge sind endergon, weil Wasser sehr stabil ist.
  2. Die Zersetzung von Wasser ist endergon, die Knallgasreaktion exergon. Correct answer.
  3. Die Zersetzung von Wasser ist exergon, die Knallgasreaktion endergon.
  4. Beide Vorgänge sind exergon, weil sie zum selben Stoffsystem gehören.

Explanation

Die freie Enthalpie ist eine Zustandsgröße, und Hin- und Rückreaktion haben entgegengesetzte Vorzeichen von ΔG. Die Knallgasreaktion setzt Energie frei und ist daher exergon, während die Wasserelektrolyse als Umkehrung Energie benötigt und endergon ist.

Question 41Säure-Base-Chemie und Protolyse

Nach der Brønsted-Theorie wird ein Proton von einem Molekül oder Ion auf ein anderes übertragen. Welche Teilchen können in wässriger Lösung als Brønsted-Säure wirken?

  1. Teilchen, die ein Proton aufnehmen und dadurch ihre positive Ladung erhöhen
  2. Teilchen, die ein Elektronenpaar zur Verfügung stellen und dadurch eine koordinative Bindung eingehen
  3. Teilchen, die in Wasser vollständig dissoziieren und dabei Hydroxid-Ionen freisetzen
  4. Teilchen, die ein Proton abgeben können, also über mindestens ein acidisches H-Atom verfügen Correct answer.

Explanation

Nach Brønsted ist eine Säure ein Protonendonator: Sie gibt ein Proton (H⁺) an einen Reaktionspartner ab. Entscheidend ist damit die Fähigkeit, ein acidisches Wasserstoffatom abzuspalten, nicht die Ladung des Teilchens. Auch neutrale Moleküle wie Essigsäure oder Kationen wie H₃O⁺ können als Säure auftreten.

Question 42Säure-Base-Chemie und Protolyse

Ammoniak reagiert in Wasser nach NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻. Wie ist Ammoniak in diesem Gleichgewicht nach Brønsted einzuordnen?

  1. Ammoniak wirkt als Säure, weil es ein Proton an Wasser abgibt.
  2. Ammoniak wirkt als Katalysator, weil es die Autoprotolyse des Wassers beschleunigt.
  3. Ammoniak wirkt als Base, weil es ein Proton vom Wasser aufnimmt. Correct answer.
  4. Ammoniak wirkt als Ampholyt, weil es gleichzeitig Protonen aufnimmt und abgibt.

Explanation

Ammoniak nimmt in dieser Reaktion ein Proton vom Wassermolekül auf und bildet NH₄⁺; das zurückbleibende OH⁻ stammt aus dem Wasser. Damit ist NH₃ der Protonenakzeptor und somit die Base, Wasser ist hier die Säure. Das korrespondierende Säure-Base-Paar lautet NH₄⁺/NH₃.

Question 43Säure-Base-Chemie und Protolyse

Welche Aussage beschreibt den pH-Wert einer wässrigen Lösung bei 25 °C korrekt?

  1. Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration in mol/L. Correct answer.
  2. Der pH-Wert ist der dekadische Logarithmus der Hydroxidionen-Konzentration in mol/L.
  3. Der pH-Wert gibt den Anteil der dissoziierten Säuremoleküle in Prozent an.
  4. Der pH-Wert ist das Produkt aus Oxonium- und Hydroxidionen-Konzentration.

Explanation

Der pH-Wert ist definiert als pH = −lg c(H₃O⁺), wobei die Konzentration in mol/L einzusetzen ist. Er ist damit ein logarithmisches Maß für die Oxoniumionen-Konzentration. Das Produkt c(H₃O⁺)·c(OH⁻) ist dagegen das Ionenprodukt des Wassers Kw mit dem Wert 10⁻¹⁴ mol²/L².

Question 44Säure-Base-Chemie und Protolyse

Eine wässrige Lösung hat bei 25 °C eine Oxoniumionen-Konzentration von 1·10⁻³ mol/L. Welchen pH-Wert besitzt sie?

  1. pH = 3 Correct answer.
  2. pH = 10⁻³
  3. pH = −3
  4. pH = 11

Explanation

Mit pH = −lg c(H₃O⁺) ergibt sich pH = −lg(10⁻³) = 3. Die Lösung reagiert damit sauer, weil der pH-Wert unter 7 liegt. Der pOH-Wert wäre 11, da sich pH und pOH bei 25 °C zu 14 addieren.

Question 45Säure-Base-Chemie und Protolyse

Was versteht man unter der Autoprotolyse des Wassers?

  1. Die Zersetzung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff durch elektrischen Strom.
  2. Die Anlagerung von Wassermolekülen an Ionen unter Bildung von Hydrathüllen.
  3. Die Abspaltung von Wasser aus einer Carbonsäure unter Bildung eines Anhydrids.
  4. Die Übertragung eines Protons zwischen zwei Wassermolekülen unter Bildung von H₃O⁺ und OH⁻. Correct answer.

Explanation

Bei der Autoprotolyse gibt ein Wassermolekül ein Proton an ein zweites ab: 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Das zugehörige Massenwirkungsgesetz führt zum Ionenprodukt Kw = 10⁻¹⁴ mol²/L² bei 25 °C. In reinem Wasser sind beide Ionenkonzentrationen gleich groß und betragen 10⁻⁷ mol/L.

Question 46Säure-Base-Chemie und Protolyse

Welche Aussage über starke und schwache Säuren in wässriger Lösung ist zutreffend?

  1. Starke Säuren haben einen großen pKs-Wert, schwache Säuren einen kleinen pKs-Wert.
  2. Die Stärke einer Säure hängt allein von ihrer Konzentration in der Lösung ab.
  3. Starke Säuren protolysieren nahezu vollständig, schwache Säuren nur zu einem geringen Teil. Correct answer.
  4. Schwache Säuren bilden in Wasser keine korrespondierende Base.

Explanation

Die Säurestärke wird durch die Lage des Protolysegleichgewichts beschrieben: Bei starken Säuren liegt das Gleichgewicht fast vollständig auf der Produktseite, bei schwachen Säuren überwiegend auf der Eduktseite. Der pKs-Wert ist ein Maß dafür, wobei kleinere pKs-Werte stärkere Säuren kennzeichnen. Die Konzentration beeinflusst den pH-Wert, nicht aber die Säurekonstante.

Question 47Säure-Base-Chemie und Protolyse

Welches Teilchen ist die korrespondierende Base zur Essigsäure CH₃COOH?

  1. Das Ethanolat-Ion C₂H₅O⁻
  2. Das Hydroxidion OH⁻
  3. Das Oxoniumion H₃O⁺
  4. Das Acetat-Ion CH₃COO⁻ Correct answer.

Explanation

Die korrespondierende Base entsteht aus der Säure durch Abgabe genau eines Protons. Bei der Essigsäure wird das acidische H-Atom der Carboxygruppe abgespalten, sodass das Acetat-Ion CH₃COO⁻ zurückbleibt. Zusammen bilden CH₃COOH und CH₃COO⁻ ein konjugiertes Säure-Base-Paar.

Question 48Säure-Base-Chemie und Protolyse

Welche Reaktion stellt eine Neutralisation im Sinne der Brønsted-Theorie dar?

  1. CaCO₃ → CaO + CO₂
  2. Cl₂ + 2 Na → 2 NaCl
  3. H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O Correct answer.
  4. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

Explanation

Bei einer Neutralisation werden die Protonen der Säure auf die Base übertragen; die Oxoniumionen der sauren Lösung reagieren mit den Hydroxidionen der basischen Lösung zu Wasser. Damit ist die Reaktion H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O die eigentliche Neutralisationsreaktion. Die anderen Beispiele sind Redox- beziehungsweise thermische Zersetzungsreaktionen.

Question 49Säure-Base-Chemie und Protolyse

Eine wässrige Ammoniaklösung wird mit Salzsäure titriert. Welche Teilchenreaktion beschreibt den Ablauf im Äquivalenzbereich korrekt?

  1. NH₃ + OH⁻ → NH₂⁻ + H₂O
  2. H₃O⁺ + Cl⁻ → HCl + H₂O
  3. NH₄⁺ + Cl⁻ → NH₄Cl
  4. NH₃ + H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O Correct answer.

Explanation

Bei der Titration von Ammoniak mit Salzsäure überträgt das Oxoniumion der Säure ein Proton auf das Ammoniakmolekül. Es entsteht das Ammoniumion, das in der salzsauren Lösung als Kation vorliegt; die Chloridionen sind nur Zuschauerionen. Im Äquivalenzpunkt liegt praktisch eine Ammoniumchlorid-Lösung vor, die sauer reagiert.

Question 50Säure-Base-Chemie und Protolyse

Für die Essigsäure gilt pKs = 4,75 bei 25 °C. Wie groß ist der pKb-Wert der korrespondierenden Base Acetat in wässriger Lösung?

  1. pKb = 4,75
  2. pKb = 9,25 Correct answer.
  3. pKb = −4,75
  4. pKb = 14,00

Explanation

Für ein konjugiertes Säure-Base-Paar in Wasser gilt bei 25 °C pKs + pKb = 14. Daraus folgt pKb = 14 − 4,75 = 9,25. Ein großer pKb-Wert bedeutet, dass Acetat eine sehr schwache Base ist, was zur relativ schwachen Essigsäure passt.