2 Chemische Reaktionen und chemisches Gleichgewicht

2.1 Klinischer Fall

2.2 Stöchiometrie chemischer Reaktionen

2.2.1 Grundlegende Gesetze für chemische Reaktionen

Chemische Reaktionen werden durch chemische Gleichungen beschrieben. Die Ausgangsstoffe werden als Reaktanten oder als Edukte bezeichnet, als Ergebnis einer Reaktion entstehen die Produkte. Bei chemischen Reaktionen werden Bindungen gelöst und neue gebildet. Die Anzahl aller Atome bleibt gleich, auch wenn sie in den Produkten teilweise anders als in den Ausgangsstoffen verknüpft sind. In einer chemischen Reaktionsgleichung muss daher die Zahl der Atome jeder Sorte auf beiden Seiten der Gleichung gleich groß sein. Diese quantitativen Beziehungen zwischen den an chemischen Reaktionen beteiligten Stoffen sowie die Mengenverhältnisse der Elemente in Verbindungen sind Gegenstand der Stöchiometrie (stoicheon griech. Element; metron griech. messen).

Die nachfolgend aufgeführten, grundlegenden Gesetze für chemische Reaktionen müssen beim Aufstellen chemischer Gleichungen stets berücksichtigt werden:

Gesetz von der Erhaltung der Masse: Bei allen chemischen Vorgängen bleibt die Gesamtmasse der an der Reaktion beteiligten Stoffe konstant.

Bsp.: 1,00 g Kohlenstoff reagiert mit 2,67 g Sauerstoff zu 3,67 g Kohlenstoffdioxid.

Gesetz der konstanten Proportionen: Eine chemische Verbindung bildet sich immer aus konstanten Massenverhältnissen der Elementsubstanzen.

Bsp.: 1,00 g Kohlenstoff reagiert mit 2,67 g Sauerstoff und nicht etwa mit 2,50 g oder 2,70 g zu Kohlenstoffdioxid.

Gesetz der multiplen Proportionen: Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, dann stehen die Massen desselben Elements zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.

Bsp.: 1,00 g Kohlenstoff reagiert mit 1 · 1,34 g Sauerstoff zu Kohlenstoffmonoxid, mit 2 · 1,34 g Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid.

Im Labor wird häufig mit Massen- und Volumenangaben gearbeitet, weil diese durch Laborgeräte (Waage, Messzylinder etc.) einfach bestimmt werden können. Bei der Berechnung von beispielsweise der Menge an benötigten Reaktanten werden aber oft statt Massenangaben Teilchenanzahlen oder Stoffmengenangaben verwendet. Das liegt darin begründet, dass bei chemischen Reaktionen Atome oder Moleküle in einem bestimmten Verhältnis miteinander reagieren, welches der jeweiligen Reaktionsgleichung zu entnehmen ist. Weil Atome und Moleküle in Abhängigkeit von ihren ▶ atomaren Bausteinen unterschiedliche Massen haben, können auch die bloßen Massenangaben der Reaktanten nicht immer direkt miteinander ins Verhältnis zueinander gesetzt werden. Eine Umrechnung zwischen der Stoffmenge eines Stoffes und seiner Masse bzw. seinem Volumen ist aber ▶ leicht möglich.

2.2.2 Avogadro-Zahl und die molaren Größen

Die Masse eines einzelnen Atoms eines Elements ist die Atommasse. Die relative Atommasse Ar entspricht für ein Nuklid ungefähr der Summe der Massen der enthaltenen Protonen und Neutronen. Die absolute Atommasse mA kann durch Multiplikation der relativen Atommasse Ar mit der atomaren ▶ Masseneinheit u erhalten werden:

mA = Ar · u

Mithilfe dieser Gleichung kann somit die absolute Masse von einem Atom des Kohlenstoff-Isotops berechnet werden:

(2.1)

Daraus geht also hervor, wie groß die Masse eines Atoms ist. Liegen 12 g des Kohlenstoff-Isotops vor, kann sofort berechnet werden, wie viele Atome in dieser Menge vorhanden sind. Es müssen lediglich diese 12 g durch die absolute Atommasse mA geteilt werden! Das liefert die Angabe, dass 6,02 · 1023 Atome in 12 g des Kohlenstoff-Isotops enthalten sind. Diese Zahl wird als Avogadro-Zahl N0 bezeichnet. Früher wurde sie auch oft Loschmidt-Zahl genannt. Um den Umgang mit diesen großen Teilchenanzahlen zu vereinfachen, wurde eine Einheit eingeführt: Diese 6,02 · 1023 Teilchen werden zu einer Zähleinheit zusammengefasst und als Stoffmenge Mol bezeichnet. Die SI-Einheit ist mol (SI = Système International d’Unités). Dies kommt in der Avogadro-Konstante NA zum Ausdruck, welche angibt, wie viele Teilchen in einem Mol eines Stoffes enthalten sind.

NA = N0 mol−1

Als Teilchen kommen dabei Atome, Ionen, Moleküle oder sog. Formeleinheiten infrage. Der letzte Begriff wird bei ▶ Ionenverbindungen verwendet und beschreibt die kleinste, aber chemisch sinnvolle Kombinationsmöglichkeit von Ionen, welche eine neutrale Verbindung liefert.

2.2.2.1 Molare Masse und Stoffmenge

Die molare Masse M ist die Masse, die 6,02 · 1023, also 1 mol, der betrachteten Teilchen haben. Die molare Masse...