Chemische Reaktionen - allgemeine Grundlagen, Chemieübungen

Hier werden die Grundlagen für chemische Reaktionen gelegt. Dies beinhaltet die Kennzeichen einer chemischen Reaktion, das Aufstellen von Wortreaktionsschemata (Wortgleichungen) sowie die energetische Betrachtung chemischer Reaktionen - Lehrplan NTG

Hilfe
  • EXOTHERME REAKTION:
    • chemische Reaktion, bei der die innere Energie der Edukte größer ist als die innere Energie der Produkte.
    • Somit wird bei dieser Reaktion Energie freigesetzt, dies sieht man zum Beispiel durch eine Wärmeentwicklung oder durch die Bildung einer Flamme.
    • Die Reaktion läuft nach Zugabe einer Aktivierungsenergie spontan.
    • Das Vorzeichen der Reaktionsenergie ist negativ.

    ENDOTHERME REAKTION:
    • chemische Reaktion, bei der die innere Energie der Edukte kleiner ist als die innere Energie der Produkte.
    • Somit muss bei dieser Reaktion ständig Energie hinzugefügt werden, damit sie ablaufen kann.
    • Teilweise wird die Energie auch der Umgebung entzogen und es kommt zur Abkühlung.
    • Das Vorzeichen der Reaktionsenergie ist positiv.

Im Diagramm zum energetischen Verlauf einer exothermen Reaktion haben sich jeweils 3 Fehler eingeschlichen. Wähle die Änderungen aus, die vorzunehmen sind, um ein korrektes Energie-Diagramm zu erhalten.

Legende:
Ei: innere Energie
ΔEA: Akrivierungsenergie
ΔEi: Reaktionsenergie

  • graphik
    Die Achsenbeschriftungen müssen vertauscht werden.
    Der Pfeil für die Aktivierungsenergie geht zu weit nach oben.
    Die Pfeilspitze für die Aktivierungsenergie muss in die andere Richtung.
    Die innere Energie für die Edukte muss bei der exothermen Reaktion geringer sein als die innere Energie der Produkte.
    Die inneren Energien der Produkte und Edukte sind vertauscht.
    Die Pfeilspitze für die Reaktionsenergie muss in die andere Richtung.
    Der Pfeil der Reaktionsenergie muss genau von der inneren Energie der Edukte zur inneren Energie Produkte gehen.
    Die x-Achse muss mit "exothermer Reaktion" beschriftet werden.
    Es fehlt der Pfeil mit "exotherme Reaktionsenergie".
    Notizfeld
    Notizfeld
keine Berechtigung
Unter einer chemischen Reaktion versteht man einen Vorgang,
  1. bei dem Stoffe "verschwinden" und neue Stoffe mit anderen Kenneigenschaften entstehen. Dies bezeichnet man auch als Stoffumsatz.
  2. Außerdem kommt es dabei auch immer zu einem Energieumsatz in Form von zum Beispiel Licht oder Wärme.
Beispiel
Stelle das Wortreaktionsschema der folgenden Reaktion auf:
Wasserstoffperoxid zerfällt in einer spontanen Reaktion. Dabei ist eine Gasbildung zu beobachten. Dieses Gas ist Sauerstoff, außerdem entsteht Wasser.
+  → +  
EXOTHERME REAKTION:
  • chemische Reaktion, bei der die innere Energie der Edukte größer ist als die innere Energie der Produkte.
  • Somit wird bei dieser Reaktion Energie freigesetzt, dies sieht man zum Beispiel durch eine Wärmeentwicklung oder durch die Bildung einer Flamme.
  • Die Reaktion läuft nach Zugabe einer Aktivierungsenergie spontan.
  • Das Vorzeichen der Reaktionsenergie ist negativ.

ENDOTHERME REAKTION:
  • chemische Reaktion, bei der die innere Energie der Edukte kleiner ist als die innere Energie der Produkte.
  • Somit muss bei dieser Reaktion ständig Energie hinzugefügt werden, damit sie ablaufen kann.
  • Teilweise wird die Energie auch der Umgebung entzogen und es kommt zur Abkühlung.
  • Das Vorzeichen der Reaktionsenergie ist positiv.
Unter AKTIVIERUNGSENERGIE versteht man (sowohl bei endothermen als auch bei exothermen Reaktionen) die Energie, die einer chemischen Reaktion hinzugefügt werden muss, damit sie überhaupt ablaufen kann. Dabei werden die Edukte durch die Aktivierungsenergie in einen reaktionsfähigen Zustand (aktivierter Zustand) gebracht, durch den sie zu den Produkten reagieren können.
KATALYSATOR:
  • Ein Katalysator beschleunigt einer chemische Reaktion, indem er die Aktivierungsenergie herabsetzt.
  • Dies ist sowohl bei exothermen als auch bei endothermen möglich.
  • Ein Katalysator ist kein Edukt oder Produkt, sondern liegt nach der Reaktion einfach unverbraucht vor.