1. Wir starten mit einer eindrücklichen Reaktion, der Thermit-Reaktion (Video: 3:20 min, YouTube):

2. Schau zur Einführung ins neue Thema dieses Video (8:29 min, mau).
3. Falls du das Skript Teil F noch nicht erhalten hast, musst du dieses zuerst ausdrucken (benötigt für das Selbststudium am Computer werden allerdings nur die Seiten 1–17).
4. Drucke auch gleich die Lernziele aus, falls du das entsprechende Blatt nicht bereits erhalten hast.

1. Was ist nun ein chemisches Gleichgewicht? Wir halten unsere Erkenntnisse zum Mineralwasser-Glgw.-System (Experimente auf der Seite 1a) auf der Rückseite der Seite 1 des Skripts Teil I fest.
2. In den Experimenten mit Mineralwasser war jeweils nur die Veränderung der CO₂-Konzentration (Bildung oder Verschwinden von Gasblasen) und der Kohlensäurekonzentration (Farbumschlag des pH-Indikators) sichtbar. Leider sehen wir nie die Teilchen. Deshalb führen wir jetzt ein Simulationsversuch mit Wasser durch, welcher uns ermöglichen sollte, die Vorgänge in einem Gleichgewichtssystem und insbesondere den Gleichgewichtszustand auf Teilchenebene zu verstehen:
1. Lies die Anleitung auf der Zusatzseite 1a.
2. Das experimentelle Vorgehen mit den zwei unterschiedlich dicken Glasrohren gibt diese Abbildung wieder.
3. Schau dieses Video (0:53 min) an, welches zeigt, wie sich die Wasserstände in den zwei Zylindern im Verlauf der Zeit bzw. nach jedem Transportvorgang verändern.
4. Die Auswertung des Experiments (Diagramm) findest du auch auf der Seite 1.
3. Bearbeite nun die Aufgabe 1 auf der Seite 1.
4. Konsultiere die Musterlösung.
5. Mit diesem Wissen können wir nun das "Mineralwasser-Glgw.-System" bzw. den Gleichgewichtszustand beschreiben. Halte den Inhalt dieser Folie auf der Rückseite der Seite 1 fest:
1. Wähle als (besseren) Titel "Merkmale des Gleichgewichtszustands in einer Mineralwasserflasche (Kohlensäure-Glgw.)".
2. Beachte, dass das Symbol für die Geschwindigkeitskonstante ein kleines k (k₁, k₂) ist. Das ist insofern wichtig, als du bald die sogenannte Gleichgewichtskonstante kennenlernen wirst, deren Symbol ein grosses K ist.
3. Nach einem einfachen Modell ist zu erwarten, dass CO₂-Gas sich exotherm in Wasser lösen muss, da ganz schwache Anziehungskräfte (VdW-Kräfte) zwischen CO₂- und H₂O-Molekülen wirksam werden. Umgekehrt müssen beim Ausgasen aus der Flüssigkeit diese ZMK überwunden werden, was Energie benötigt (endothermer Vorgang).

1. Wie kann man nun den Gleichgewichtszustand einer chemischen Reaktion präzise beschreiben bzw. sogar durch Messung der Gleichgewichtskonzentration eines einzigen Stoffs auch die Konzentrationen aller anderen Edukte und Produkte im Gleichgewicht berechnen?
2. Studiere zu diesem Zweck zuerst die Seite 2:
1. Studiere gründlich die Abbildung auf der Seite 2: Notiere dir – direkt in die Abbildung – z. B. bei der Ausgangslage A wie viele Moleküle H₂ und I₂ von "anfangs" bis "später" reagiert haben und weshalb man dann auch sagen kann, wie viele HI-Moleküle entstanden sind (Tipp: Reaktionsgleichung studieren).
2. Notiere dir auch, wie viele Moleküle H₂ und I₂ von "später" bis "im Gleichgewicht" reagiert haben und weshalb man dann auch mithilfe der Reaktionsgleichung aussagen kann, wie viele HI-Moleküle entstanden sind.
3. Studiere nun die Seite 3 (ohne Berechnung von K ganz unten auf der Seite):
1. Notiere dir in der Tabelle oben rechts auf dieser Seite, dass für die 6 Messungen der Glgw.-Konzentrationen bewusst 6-mal unterschiedliche Startkonzentration von H₂ und I₂ gewählt wurden.
4. Löse nun die Aufg. 2 auf der Seite 4.
5. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.

1. Führe dir zur Repetition dieses Video (3:26 min, SimpleClub) zum Gleichgewichtsreaktionskonzept am Beispiel der Iodwasserstoffreaktion zu Gemüte.
2. Studiere nun das Kapitel "Berechnung von K" auf der Seite 3 unten.
1. Überprüfe nun für die erste Messung in der Tabelle auf der Seite 3 oben, dass sich durch Einsetzen der Glgw.-Konzentrationen in den Gleichgewichtsausdruck (MWG-Formel) die angegebene Gleichgewichtskonstante K = 50.5 ergibt.
2. In dieser Folie findet sich der Gleichgewichtsausdruck und die Berechnung von K für die 1. Messung.
3. Löse die Aufg. 3 auf der Seite 4.
4. In diesem Video (7:31 min) wird das ganze Vorgehen zum Lösen der Aufgabe vertieft erklärt.
5. Der im obigen Video dargelegte Lösungsweg ist auch statisch in dieser Musterlösung festgehalten.

1. Studiere die Seite 5.
2. In diesem Video (7:37 min) wird an einem Analogiebeispiel (Apfelkrieg) das Konzept des chemischen Gleichgewichts repetiert und dabei die eben kennengelernten Begriffe "Lage" und "Verschiebung des Gleichgewichts" erklärt.
3. Wenn du im Moment nicht alles verstanden hast, ist das kein Problem. Wir werden im nächsten Kapitel – d. h. in der folgenden Unterkarte – die zwei Begriffe Lage und Verschiebung des Gleichgewichts wie auch das Le-Chatelier-Prinzip an einem Experiment erklären bzw. besser verstehen können.

1. Lies die Anleitung zum Versuch auf der Seite 6 durch.
2. Schau dann das Video zum Versuch (4:51 min):
1. Halte beim Schritt 4 die Beobachtung fest.
2. Halte die im Video gegebene Erklärung fest (Lückentext).
3. Studiere nun die Seiten 6–7 (Mitte), also ohne das Kapitel "Einfluss des Drucks auf das chemische Gleichgewicht".
4. Halte auf der Rückseite der Seite 5 die detaillierte Erklärung zum Versuch auf der Seite 6 fest.
5. Löse die Aufg. 4a auf der Seite 8:
1. Wende dasselbe Rezept an wie bei der detaillierten Erklärung zum Versuch auf der Seite 6, d. h., wende das Le-Chatelier-Prinzip an und begründe anschliessend präzise auf Teilchenebene.
6. Vergleiche deine Lösung mit der Musterlösung.
7. Auch beim Kohlensäure-Gleichgewicht in einer Mineralflasche können wir prinzipiell nur eine Aussage zur Verschiebung des Gleichgewichts machen, da wir ja registrieren können, wenn mehr Gasblasen entstehen (Verschiebung nach links auf die Seite des CO₂) oder wenn der pH-Wert sinkt (Verschiebung nach rechts auf die Seite der Kohlensäure).
8. Eine Aussage zur Lage des Gleichgewichts wäre nur möglich, wenn die Konzentration von CO₂ und H₂CO₃ gemessen würde, d. h. bekannt wäre. Das meiste Kohlendioxid liegt übrigens in einer Mineralwasserflasche in gelöster Form vor – als CO₂ (aq) – vor, je nach Druck und Temperatur etwas mehr oder weniger. Von den Molekülen des gelösten Kohlenstoffdioxids reagieren allerdings nur etwa 0.2 % mit den Wassermolekülen zu Kohlensäure. 99.8 % der Kohlenstoffdioxidmoleküle sind einfach nur im Wasser gelöst. Das Gleichgewicht liegt also immer links auf der Seite des CO₂, egal wie hoch der Druck und wie tief die Temperatur liegt. Das heisst, es hat immer mehr Edukte als Produkte (Nenner > Zähler im MWG und damit K < 1).
9. Studiere zum Abschluss den Exkurs "Weitere Gleichgewichtsreaktionen im geschlossenen System Mineralwasserflasche" auf der Zusatzseite 1b und notiere dir dort – gem. Punkt 8 oben – den Prozentanteil von CO₂ (aq) und H₂CO₃ (aq) in der Mineralwasserflasche.

1. Studiere das Kapitel "Einfluss des Drucks" (Seite 7, Mitte) bis Seite 8 oben (bis und mit Bsp. 1):
1. Versuche v. a. die Abbildung auf der Seite 7 zu verstehen.
2. Zähle dazu – für die 3 Phasen in der Abbildung auf der Seite 7 – die Teilchen der verschiedenen Molekülsorten im Reaktionsgefäss und versuche die Veränderungen mithilfe der Reaktionsgleichung zu erklären.
2. Schau nun das Video zur Abbildung (10:58 min):
1. Halte – wo nötig – die im Video gegebenen Erklärungen bei der Abbildung fest.
2. Halte insbesondere fest, dass sich durch Druckveränderungen (bzw. Konzentrationsveränderungen) zwar die Gleichgewichtskonzentrationen ändern, nicht jedoch die Gleichgewichtskonstante K.
3. Lies jetzt den Rest der Seite 8.
4. Löse nun die Aufgaben 4b und 5 auf der Seite 8:
1. Wende dasselbe Rezept wie bei der Aufgabe 4a an, d. h., wende das Le-Chatelier-Prinzip an und begründe anschliessend präzise auf Teilchenebene.
5. Vergleiche deine Lösungen mit der Musterlösung.

1. Lies die Anleitung zum Versuch auf der Seite 9 durch.
2. Schau dann das Video zum Versuch (7:02 min):
1. Halte beim Schritt 3 die Beobachtung fest.
2. Halte die im Video gegebene Erklärung fest (Lückentext).
3. Studiere nun die Seiten 9–10.
4. Halte auf der Rückseite der Seite 8 die detaillierte Erklärung zum Versuch auf der Seite 9 fest.
5. Löse die Aufg. 6 auf der Seite 10:
1. Hinweis zur Teilaufgabe (a): Die Angabe zur Reaktionsenthalpie (ΔH) hinter einer Reaktionsgleichung bezieht sich immer auf die Reaktion von links nach rechts, also auf die Hinreaktion.
2. Hinweis zur Teilaufgabe (b): Wende bei jeder Einflussgrösse dasselbe Rezept an wie bei der detaillierten Erklärung zum Versuch auf der Seite 6, d. h., wende das Le-Chatelier-Prinzip an und begründe anschliessend präzise auf Teilchen- bzw. auf energetischer Ebene.
6. Vergleiche deine Lösung mit der Musterlösung.

Dieser Exkurs ist fakultativ und nur von schnelleren Leuten zu bearbeiten:

1. Im Kapitel zuvor wurde in einem Experiment zur Temperaturabhängigkeit zum Abkühlen eines Reaktionsgemischs eine Eis-Kochsalz-Mischung verwendet. Zentral für das Verständnis, weshalb sich ein Feststoff (Natriumchlorid) überhaupt in festem Wasser (Eis) löst, ist die Kenntnis, dass sich Eis und flüssiges Wasser in einem Gleichgewicht befinden.
2. Lies in diesem Zusammenhang den zweiten Exkurs "Warum kann man auf Eis mit Schlittschuhen gleiten?" auf der Zusatzseite 1b.
1. Ein Schlittschuhläufer gleitet also nicht, weil dessen Körpergewicht das Eis durch Energieeintrag (Druck) zum Schmelzen bringt. Dieser Beitrag wäre viel zu klein.
2. Bei sehr tiefen Lufttemperaturen ist der Wasserfilm auf Natureis sehr gering und das Eis spröde. Auf solchem Eis lässt sich schlecht gleiten. Deshalb wird bei Kunsteis die Temperatur zur Kühlung so eingestellt, dass einerseits ein Gleiten gut möglich ist (–3° C für Eiskunstlauf), andererseits auch ein abruptes Abbremsen ohne Eisschaden möglich ist (–6° C für Eiskunstlauf).
3. Studiere nun den dritten Exkurs "Warum schmilzt Eis bei Salzzugabe und wird dabei sehr kalt?" auf der Zusatzseite 1b.
4. Jetzt verstehst du auch, warum Erfrierungen bei Teilnehmern von sogenannten Eis-Salz-Challenges beobachtet werden konnten.
5. Der Effekt ist wirklich erstaunlich gut erfahrbar. Du kannst das gerne mal selbst ausprobieren (natürlich exklusive Erfrierungen):
1. Nimm eine Handvoll Schnee und forme einen lockeren Schneeball.
2. Nimm den Schneeball in die eine Hand und lass dir einen Esslöffel voll Kochsalz in die andere Hand streuen.
3. Forme nun zusammen mit beiden Händen einen festen Schneeball.
4. Drücke den Schneeball in deinen Händen fest zusammen und verharre einige Sekunden in dieser Position. Fühle die Kälte.
5. Lass den Schneeball fallen (am besten über einem Gully), bevor du dir Erfrierungen zuziehst.

1. Studiere die Seiten 11–12.
2. Löse nun die Aufgabe 7 auf der Seite 12:
3. Vergleiche deine Antwort mit der Musterlösung.

Dieser Exkurs ist fakultativ und nur von schnelleren Leuten zu bearbeiten:

1. Schau dieses Video (4:48 min, SimpleClub) zum Haber-Bosch-Verfahren, dem grossindustriellen Verfahren zur Herstellung von Ammoniak (NH₃).
2. Eine Zusammenfassung der Reaktionsbedingungen und der Ausbeute findet sich auf dieser Folie:
1. Halte den Durchschnittswert von Druck und Temperatur beim Haber-Bosch-Verfahren am besten direkt in der Abbildung auf der Seite 8 fest.
2. Halte für den verwendeten Katalysator den Namen und den optimalen Temperaturbereich für dessen Arbeit fest.
3. Notiere dir auch die Ausbeute von Ammoniak in Prozent sowie die jährliche Produktion in Tonnen.
3. Schau dieses Video (12:44 min) zum Leben und Wirken von Fritz Haber, einer der Begründer des Haber-Bosch-Verfahrens und Nobelpreisträger.
4. Zum Abschluss kannst du noch zusätzliche Übungsaufgaben zum Thema "Chemisches Gleichgewicht" lösen.