What is the name of this?
Herzlich willkommen zu unserer dritten Einheit. Vielen Dank, dass so viele heute so spät am
Nachmittag hier sind. Ich habe schon gesehen, Sie haben auch vor der Türe unten schon eine
kleine Feier oder ist das von einem anderen Jahrgang? Ein anderer Jahrgang, aber vielleicht
können Sie sich dann trotzdem dazu mischen. Na gut, jedenfalls, wir sprechen heute über die
chemische Reaktion. Wir hatten ja die letzten zwei Einheiten schon, den Atomaufbau, haben uns das
Periodensystem angesehen, hatten auch die chemische Bindung das letzte Mal mit der Metallbindung,
der Ionenbindung und der Kovalentbindung, haben uns auch die Komplexe angesehen. Genau, und heute
sehen wir uns hier die chemische Reaktion an. Und dafür würde ich gerne anfangen mit einem
etwas kurzen Zitat oder eigentlich nur einem Wort. Pandarei, kennt das jemand von Ihnen oder
weißt du, was das heißt? Sehr gut, ich höre es schon ganz leise. Es heißt, alles fließt. Und
wie können wir das jetzt in dem Kontext von der Chemie verstehen? Sie müssen sich vorstellen,
die ganze Zeit passieren chemische Reaktionen. Wenn Sie einatmen, wenn Sie ausatmen,
wenn Sie einen Transfer sozusagen von Sauerstoff, Umwandlung in CO2 oder auch überall anders
passieren chemische Reaktionen und es gibt welche, die eben schneller passieren, es gibt welche,
die ganz langsam passieren, es gibt welche, die unter normalen Umständen gar nicht passieren
oder manche, die eben eine Aktivierung brauchen, dass es sich umwandelt. Und es gibt ein paar
Grundsätze dabei. Und einer der ersten Sätze, den Sie vielleicht auch in der Physik gesehen haben
oder sehen werden, ist der Energieerhaltungssatz. Und das ist einer, der einerseits einen Begriff
hier schon hat, den werden wir uns später ansehen, und da heißt es, in einem abgeschlossenen System
ändert sich die Energie nicht, also die Gesamte. Sie wandelt sich nur von der einen Form in die
andere Form um. Das ist auch okay, es kommt nicht Energie hinzu oder weg, sondern es formt sich
einfach um. Und das ist das erste, also eine Beschreibung von diesem ersten Gesetz der
Thermodynamik, dass wir hier haben veranschaulicht, die Energie vor einer Reaktion oder einer
Umwandlung ist gleich der Energie nachher, nur in anderen Formen. Und es gibt verschiedene Formen
von Energie. Haben Sie ein paar Begriffe, wie man Energie – es ist ein schwerer Begriff, aber wie
man so sagen könnte. Wir hätten die chemische Energie, wir haben eine Strahlungsenergie,
wir haben elektrische Energie, wir haben mechanische Energie, thermische Energie.
Gibt vielleicht noch andere Arten oder andere Einteilungen. Jedenfalls haben wir jetzt schon
gehört, es gibt diese abgeschlossenen Systeme, und hier würde ich gerne den Begriff des Systems
etwas mehr definieren. Es gibt verschiedene Formen. Es gibt einerseits ein offenes System,
was ich mir vorstellen kann, ein geschlossenes System oder ein isoliertes System. Isoliert
hier auch dann das abgeschlossene System. Bei einem offenen System haben Sie zwischen dem System
und herum haben Sie die Umgebung sozusagen. Und hier bei einem offenen System können Sie Energie
mit der Umgebung und dem System austauschen, aber Sie können auch einen Stoffaustausch,
kann auch passieren. Das heißt, es gibt den Energieaustausch und den Stoffaustausch mit
der Umgebung. Bei einem geschlossenen System, hier können Sie auch einen Energieaustausch haben,
aber Sie haben keinen Stoffaustausch, sozusagen System mit Umgebung. Und bei einem isolierten
System, bei einem abgeschlossenen System, hier haben Sie keinen Energieaustausch mit der Umgebung
und auch keinen Stoffaustausch mit der Umgebung. Und jetzt ist nun die Frage, wie können wir uns
das etwas besser vorstellen? Wenn wir uns jetzt vorstellen, wir hätten hier eine Flasche und wir
nehmen das Ganze als isoliertes System, dann könnten wir uns eine Thermosflasche vorstellen,
die supergut isoliert, also wirklich, wo keine Energie herauskommt und kein Stoff hinein,
weil sie ist geschlossen. Bei einem geschlossenen System ist es keine Thermoskanne mehr quasi,
sondern eine normale Flasche, die ich aufheizen quasi und abkühlen kann. Also es kann sich die
Energie hier in Wärmeenergie austauschen mit der Umgebung, aber es kann auch kein Stoffaustausch
passieren. Und was bei beiden diesen Systemen gleich ist, ist das Volumen in dem System ist
konstant, weil es geschlossen ist. Es gibt eine andere Art von System, also zum Beispiel das
offene System. Hier haben wir einen Stoffaustausch und einen Energieaustausch und es gibt aber auch
eine Spezialform. Das möchte ich nur hier erwähnen. Es wäre ein adiabatisches System. Ein adiabatisches
System, das hat man eher in der physikalischen Chemie, behandelt man das manchmal. Hier ist es so,
dass Sie ein isoliertes System haben, also ein abgeschlossenes System, aber es kann sich sozusagen
diese Systemgrenze erweitern. Also es ist nicht das Volumen konstant, sondern es ist hier der
Druck konstant. Das wäre wie, wenn eine Flasche einen Luftballon oben drauf hätte und beides ist
wärmeisoliert. Also es kann keine Energie ausgetauscht werden. Jetzt kommen wir zu der
formelmäßigen Beschreibung von diesem ersten Satz der Thermodynamik. Und ich weiß, dass Formeln oft,
naja, mal schauen, eine Formel, aber wenn man sie übersetzt, dann ist es eigentlich ganz einfach.
Und hier ist es so, dass wir uns mit der inneren Energie, abgekürzt mit U, beschäftigen und die
innere Energie ändert sich dann eben, wenn Wärme aufgenommen oder abgegeben wird oder wenn Arbeit
geleistet wird. Sie haben diese zwei Therme, entweder Q hier mit der Wärmeenergie oder W
mit Arbeit. Und dieses Delta hier vor dem U zeigt mir an die Differenz zwischen zwei Zuständen,
ja, U1 und U2, also diese innere Energie vor etwas, das wäre das 1 mit dem 1er und nach ist
der 2er und hier die Differenz davon. Wenn es nun so ist, dass wir das Delta U, wenn das positiv
ist, das heißt es ist größer als 0, dann wird Energie aufgenommen und wenn es kleiner ist als
0, wird Energie abgegeben. Es kommt einfach aus Differenz heraus. Das Ganze nun weitergesponnen,
kommen wir zu einem Begriff, den viele von Ihnen wahrscheinlich in der Chemie schon gehört haben.
Und hier ist es so, wir haben dann die Beschreibung der Reaktionsenergie, dieses Delta R U und das
setzt sich zusammen aus einem Begriff, das ist die Reaktionsenthalpie, das ist die Reaktionswärme,
hier auch mit einem Delta R und einem Ausdruck, der für die Volumsarbeit hier bezeichnet ist. So
haben Sie diese Hintergründe auch dazu. Und was ist die wörtliche Beschreibung von dieser Formel?
Bei einem konstanten Druck, das ändert sich die innere Energie eines Systems durch Änderung in
der Wärme in Form von der Reaktionsenthalpie oder eben durch Arbeit von Volumensarbeit. Wie
können Sie sich Volumensarbeit vorstellen? Bei einer Explosion zum Beispiel haben Sie eine
große Volumensarbeit, das heißt, es wird durchzogen. Nun zu dem Begriff der Enthalpie,
also sagen wir es so, alles davor mit der inneren Energie war dieser Ausgangspunkt,
von wo kommt das Ganze? Das Ganze kommt aus der Thermodynamik, aus der Physik, aus Grundsätzen,
ja, das sind gewisse Grundsätze in der Physik, die wir haben. Und die Enthalpie ist eben diese
Wärmemenge, die ein jeder Stoff in sich drinnen gespeichert hat, eigentlich was in Bindungen zu
einer Energie. Und das ist eben enthaltene Wärmeenergie, Enthalpos, und es gibt auch so
etwas, also wie kommt man darauf? Es gibt eine Standardbildungsenthalpie. Diese hat man gegeben,
kann berechnet werden oder gemessen werden. Und hier sehen Sie so typische Anzeichen,
das Ganze wird angegeben in Kilojoule pro Moll. In Kilojoule pro Moll und hier haben Sie diese
Standardbildungsenthalpie und die ist sozusagen diese Energie, wenn Sie hier eine Reaktion haben
aus Wasserstoff und Sauerstoff wird Wasser, dann sehen Sie hier diese Bildungsenthalpie und
das Ganze ist unter Standardbedingungen, ja, 1 Bar und 25 Grad Celsius. Und was heißt das? Bei
der Bildung von einem Moll Wasser unter Standardbedingungen aus den Elementen H2 und O2
wird eben eine Wärmemenge von 286 Kilojoule an die Umgebung abgegeben. Das sehen wir,
dass wir hier sozusagen eine Energiefreigabe haben. Das werden wir uns später noch genauer
ansehen. Prinzipiell zu dem, vielleicht wie Reaktionen aufgestellt werden. Sie haben Edukte,
das sind die Ausgangsstoffe und Sie haben eine Umwandlung in Produkte, das sind die Endstoffe.
Und Sie sehen hier auch schon, Sie haben die Pfeile in beide Richtungen. Das ist schon die Anzeige für
das, dass Reaktionen in beide Richtungen passieren können. Es ist je nach Bedingung, in welche
Richtung Sie dann wirklich sind. Und hier hätten Sie zum Beispiel Kohlenstoff und Sauerstoff
reagiert zu CO2. Und hier sehen Sie die Reaktionsenthalpie und hier hätten Sie 393,8
Kilojoule pro Moll. Wenn wir uns die Gegenrichtung ansehen, was erkennen wir? Also es kann auch aus,
sozusagen, CO2 zu Kohlenstoff und Sauerstoff reagieren. Und hier sehen Sie, das ist genau
das Gegenteil von der Reaktionsenthalpie. Das sind die 393,8 Kilojoule, nur hier mit einem
positiven Vorzeichen. Und das Ganze wird dadurch berechnet, dass man sich diesen Unterschied,
diese Reaktionsenthalpie, man nimmt die Enthalpie der Produkte hier und zieht die
Enthalpie der Edukte ab. Und dann haben wir zwei Begriffe, die Sie vielleicht schon kennen. Der
eine ist, die Reaktion ist exotherm oder die Reaktion ist endotherm. Exotherm hier ist,
wenn die Reaktionsenthalpie negativ ist. Das heißt, welche der beiden Reaktionen wäre die
exotherme Reaktion? Die obere oder die untere? Was ist exotherm? Ja, gerne. Die obere, genau,
weil wir hier ein negatives Vorzeichen haben. Das Gegenteil davon ist die endotherme Reaktion.
Hier ist es so, eben bei der exothermen Reaktion wird Energie freigesetzt und bei der endothermen
Reaktion wird Energie benötigt, dass diese Reaktion passiert. Hier noch einmal ein Beispiel.
Hier hätten Sie eine Reaktion, die eben exotherm ist. Hier das Delta H ist negativ. Hier hätten
Sie zum Beispiel eine Verbrennung, CH4. Weiß jetzt noch jemand, wie das heißt, was es circa ist?
CH4? Einfach raus. Methan, genau. Und wie heißt es noch? Das ist Erdgas, genau. Also, wenn wir
jetzt zum Beispiel Erdgas verbrennen, dann hätten Sie hier die Reaktion, das ist CH4,
verbrennt mit Sauerstoff zu Wasser und CO2. Und da hier, wir kennen das auch, dass Energie frei
wird, es wird heiß, es brennt und wir sehen das auch in der Reaktionsentfernung. Hier noch ein
Beispiel, also wenn Sie Kohlenstoff nehmen, ein anderer Reaktionsentferner. Dann hätten Sie hier
ein Symbolbild für endotherm. Das wäre, wenn wir das aufheizen oder andere Formen von Energie
zuführen. Sie hätten hier aus Wasser die Bildung von Wasserstoff und Sauerstoff. Das wäre die
Elektrolyse zum Beispiel, also so wird das gemacht. Und hier sehen Sie, Sie müssen Energie hinzufügen,
dass das passiert, diese Reaktion. Diese Reaktion wäre endotherm. Hier noch einmal ein Beispiel,
Sie haben hier die Enthalpie aufgetragen oder die Energie und hier hätten Sie einen Höhenunterschied
und hier sozusagen geht die Reaktion in diese Richtung und das System gibt Energie an die
Umgebung ab. Das ist eine exotherme Reaktion, anderer Fall, hier das System nimmt Energie auf.
Endotherme Reaktion. Gut, hier noch ein Beispiel, wie sieht das aus? Also das hier ist eine,
auch hier E mit Energie, genannt ein anderes Diagramm und hier steht die Reaktionskoordinate.
Das kann man sich so vorstellen, das ist der Verlauf während einer Reaktion und das hier
sind die verschiedenen Energielevels und hier hätten wir die Edukte und diese Edukte, jetzt
ist es so, dass hier nicht diese Edukte direkt zu den Produkten sozusagen werden, sondern es gibt
eine Art von Übergangszustand und eine Aktivierungsenergie, die überwunden werden
muss, dass diese Reaktion passiert. Wenn Sie sich vorstellen bei einem Zündholz zum Beispiel oder
einem Holz- und Sauerstoff zum Beispiel oder Kohlenstoff und Sauerstoff. Von alleine fängt
es nicht an ins Brennen. Es braucht zunächst diesen Funken, diese Aktivierungsenergie, dass
die Reaktion passiert und dann passiert es von alleine. Also das wäre diese Aktivierungsenergie.
Sie haben auch hier zunächst also eine Abkürzung zum Beispiel mit A und B, das wären die Edukte,
dann hätten Sie einen Übergangszustand, der hier oben liegt und dann sehen Sie,
dass diese Reaktion in Richtung Produkte C und D verläuft. Man könnte das so anschreiben,
hier schreiben Sie auch diesen Übergangszustand an. Das ist ja etwas Generelles, vielleicht finden
Sie das auch manchmal bei Enzymen. Da gibt es auch diesen Übergangszustand und dann reagiert
es weiter zu den Produkten. Also vorher sozusagen Enzym und Substrat geht zusammen,
bildet einen Übergangszustand und dann geht es weiter und das Substrat wird gespalten zum
Beispiel. Ganz was Allgemeines. Das hier für eine exotherme Reaktion, das hier wäre das Beispiel für
eine endotherme Reaktion. Hier sehen Sie, dass hier auch die Edukte im Energiediagramm quasi
weiter herunten liegen. Hier hätten Sie eben noch einmal diese Differenz zwischen der Entalbi,
der Produkte und der Edukte, das wäre die Reaktionsentalbi und hier sehen Sie auch,
dass Sie diesen Aktivierungsenergieberg so überwinden müssen, dass es zur Reaktion kommt.
Hier auch mit dem Übergangszustand und der Reaktion. Und nun, was Sie hier schon gesehen
haben, gibt es auch eine Zusammenfassung. Also Sie haben hier gesehen, dass man die
Reaktionsentalbi berechnet von dem Niveau der Edukte zu dem Niveau der Produkte. Dieser Berg
hier wird nicht mitbeachtet und das hier ist zusammengefasst in einen Satz, der Satz vom
Herrn Hess und dieser besagt eben, dass diese Reaktionsentalbi nur vom Energiezustand der
Edukte und Produkte abhängt und nicht vom Reaktionsverlauf und auch nicht von der Anzahl
der Schritte, die dazwischen passiert werden. Das heißt, wie kann ich mir das vorstellen? Wir
hätten hier Kohlenstoff und Sauerstoff und Kohlenstoff und Sauerstoff, wenn genug Sauerstoff
vorhanden ist, dann kommt es zu einer vollständigen Verbrennung und es geht direkt die Umwandlung
Richtung CO2. Wenn jetzt nun, und Sie sehen hier, hätten Sie diese Reaktionsentalbi von 393,5. Wenn
nun aber weniger Sauerstoff vorhanden ist, kommt es auch zur Bildung von Kohlenstoffmonoxid. Das
kennen Sie vielleicht eben die Kohlenstoffmonoxid-Vergiftungen, also das auch bei so
unvollständigen Verbrennungen, wenn da was nicht passt. Und hier sehen Sie, dass das CO2, also der
Kohlenstoff und der Sauerstoff, können zunächst zu Kohlenstoffmonoxid reagieren, aber das
Kohlenstoffmonoxid kann dann noch einmal mit Sauerstoff zu CO2 reagieren. Und wenn Sie jetzt
nun die beiden Reaktionsentalbien hier zusammenzählen, kommen Sie auf das gleiche Ergebnis
wie hier. Das heißt, der Unterschied ist irrelevant von dem Weg. Das kann man auch hier noch einmal in
einem Energiediagramm eben anzeigen. Sie hätten hier einmal Grafit, zum Beispiel also Kohlenstoff
und Sauerstoff und hier hätten Sie die Differenz vom direkten Übergang zu CO2, also von der direkten
Reaktion und hier mit dem Zwischenschritt auf Kohlenstoffmonoxid. Genau, und hier noch einmal
zusammengefasst, eben die Reaktionsentalbie ist die Summe der Produkte minus die Summe der Edukte,
der Reaktionsentalbie. Gut, nun kommen wir zu einem anderen Punkt, der freien Entalbie. Vorher noch
gibt es dazu Fragen zu der Entalbie selber? Nein, sehr gut. Nun kommen wir zur freien Entalbie,
G abgekürzt, manchmal auch Gipschenenergie genannt. Jetzt ist es so, dass man auch bei
manchen Endothermenreaktionen gesehen hat, dass diese trotzdem freiwillig abläuft und das zeigt
irgendwie schon an, dass nicht nur die Reaktionsentalbie die alleinige Größe sein kann,
ob jetzt eine Reaktion abläuft oder nicht. Und hier gibt es ein Beispiel. Sie hätten hier eine
Verbindung N2O3, ich weiß jetzt leider den Namen nicht, aber Sie haben hier den Umsatz zu Stickstoffmonoxid
und Stickstoffdioxid. Und hier sehen Sie, dass Sie eine positive Reaktionsentalbie haben. Sie ist
leicht positiv, das heißt die Reaktion wäre Endotherm, aber sie läuft trotzdem freiwillig
ab. Und hier gibt es einen Punkt, hier sehen Sie das Delta G, hier ist es leicht negativ. Und was
ist nun dieses Delta G? Das Delta G hat hier einerseits, gibt es einen Term, das ist die
innere Energie, also die Entalbie, das Delta H hier und hier sehen Sie einen weiteren Term,
das ist die Temperatur mal dem Delta S. Delta S ist die Entropie, also die Differenz in der
Entropie. Und die Entropie, wer von Ihnen hat das Wort Entropie schon gehört? Sehr gut, eh fast alle.
Das heißt, hier haben Sie die Entropie und hier hätten wir noch einmal, also später mehr zur
Entropie. Hier haben Sie einen Begriff, das ist die hexagone Reaktion und die endogone Reaktion.
Hier fast wie Exotherm, Endotherm, nur hier ist eben auch dieser Term mit Temperatur und Entropie
mit inbegriffen. Und da können Sie nun sagen, wenn Sie eine hexagone Reaktion haben, es ist
eine freiwillige Reaktion, es wird energiefrei und angezeigt das Ganze sozusagen durch dieses
negative Vorzeichen. Endogone Reaktion, hier hätten Sie diese unfreiwillige Reaktion, Energie wird
benötigt, positives Vorzeichen. Und was ist nun diese Entropie? Also die Entropie ist schwierig
zu fassen im Allgemeinen. Es ist oft bekannt als die Unordnung, aber hier wäre es eher sozusagen
ein Maß für den Ordnungszustand von einem System. Hier auch der Begriff ein Maß an
Freiheitsgraden, das heißt, wie viel Bewegungsmöglichkeiten hat ein Teilchen. Und vielleicht
ist es einfacher, das Ganze mit Beispielen anzuzeigen. Sie sehen hier einen Körper mit
Gasteilchen zum Beispiel und Sie sehen hier haben Sie einen großen Ordnungszustand. Das Ganze ist
geordnet in rot und blau und hier rüben haben Sie das Ganze durchmischt. Das heißt, Sie haben eine
geringe Ordnung, eine große Unordnung. Und hier haben Sie eben dann eine, wenn eine hohe Ordnung
ist, eine niedrige Entropie, eine niedrige Unordnung und wenig quasi Bewegungsfreiheit.
Und das Gegenteil ist eben diese hohe Entropie, eine hohe Unordnung und diese hohe Freiheit an
Möglichkeiten. Das heißt, es ist kein quasi Zwang hier. Und hier haben Sie das Delta S und das Delta,
also positiv und hier das negativ und hier schon vorab angezeigt ein Hinweis, dass in diese Richtung
es nicht von alleine geht, aber später mehr. Was noch die Entropie. Also die Entropie ist
keine direkt messbare Größe wie die Temperatur oder der Druck, sondern es können eben nur diese
Änderungen in der Entropie erfasst werden. Und ein Kern ist eben, alles strebt nach größtmöglicher
Unordnung beziehungsweise Entropie. Bitte. In gewisser Weise. Also Sie könnten jetzt zum
Beispiel in diesen Aktivierungsenergie braucht man. Genau, also Energie wird abgegeben hier,
nur es könnte auch, also es kommt. Sie haben dann diesen größeren Begriff der Energie,
also nicht mehr nur diese Wärmeenergie. Wenn ich jetzt die Frage richtig verstanden habe.
Also die Tendenz, was Sie jetzt sehen, wenn Sie die Grafik hier hervornehmen, wenn Sie jetzt ein
negatives Delta H haben und eine Zunahme an der Entropie, ja, dann ist der Term negativ,
der Term negativ, dann sind beide Terme sicher negativ. Es gibt aber auch diese Sonderfälle,
sozusagen, wo dieser Term hier leicht positiv ist und dieser Term hier so groß negativ ist,
dass in Summe das Ganze dann trotzdem noch negativ ist. Also es gibt auch diese Fälle.
Im Normalfall haben Sie eben eine hexagone Reaktion, oft ist sie eben auch exotern und
hat gleichzeitig eben noch die Entropie dazu. Aber es müssen beide Terme dabei sein. Ja?
Weitere Fragen zu dem Punkt? Nein? Gut. Ja. Genau, also, weil es eben der Begriff der
Entropie schwer zu fassen ist. Also Sie haben schon dieses Maß für diesen Ordnungszustand
oder das Maß für die Anzahl der Freiheitsgrade. Im Generellen ist es schwer zum, also, ja. Und
auch ein bisschen, okay, was ist das? Also das eher in diese Richtung die Frage zeigt. Und da
ist eben, deswegen habe ich auch ein paar Begriffe mehr. Also nicht nur die Unordnung oder nicht nur
das eine, sondern eben hier eben die größtmögliche Entropie als größtmögliche Unordnung. Gut,
wo finden wir das zum Beispiel? Also solche Erscheinungen. Sie haben auch manchmal eine
spontane Mischung von Lösungen, ja, dass sich das ausgleicht, die Konzentration. Gut. Kennt
ihr den zweiten Satz der Thermodynamik? Wer schon? Da geht es eben genau um die Entropie. Und da ist
es eben so, dass sie hier in einem abgeschlossenen System nimmt die Entropie niemals ab. Und nur,
sozusagen, jede Änderung von der Entropie ist größer gleich null. Und haben Sie schon einmal
von diesem Wärmetod vom Universum gehört? Ja? Was wäre das? Oder was sagt man da? Was ist der
Wärmetod des Universums? Gerne. Ja. Oder den Kältetod? Also, ja, der Kältetod, ja.
Genau. Also, da ist es, das hängt auch irgendwo mit der Entropie zusammen. Also, da geht es nur,
also Wärme ist so ungerichtete Bewegung. Und wenn Sie hier die Entropie hinzunehmen,
Entropie ist auch diese ungerichtete Energie. Und hier strebt alles eben auseinander nach
größtmöglicher Entropie. Und dadurch eben kommt es immer mehr zu diesen Ausdehnungen. Und auch bei
uns ist es so, dass wir diese Entropie erhöhen, quasi, die Richtung. Und da ist es wärmer,
oder dieser Wärmetod. Und das ist auf Basis eben von diesem zweiten Satz der Thermodynamik begründet.
Und eben, das kennen wir in gewisser Weise auch. Also, noch niemand hat seinen Kleiderschrank
schon einmal vorgefunden und auf einmal war er wirklich gut geordnet. Oder wirklich. Ja,
okay, das war aber dann durch äußeres Zutun von jemand anderem. Also, von alleine gehen die Dinge
nicht in diesen Zustand der höheren Ordnung über. Und das sehen Sie eben hier noch einmal
ein Beispiel. Hier hätten Sie eben diesen Vergleich, eine niedrige Entropie und hier
eine hohe Entropie. Also, alles strebt in Richtung dieser hohen Entropie. Oder hier
noch einmal ein Beispiel mit der Nudelsuppe. Auch hier das rechte Bild findet man so gut wie nicht.
Also, es ist alles ungeordnet. Hier noch einmal die Zusammenfassung Richtung freier Entalpie.
Hier eben noch einmal das, was Sie vorher kurz angesprochen haben. Hier ist es schon so,
dass wir sagen von der Tendenz, dass wir uns merken, sozusagen, falls die Delta H negativ
ist und wir haben eine Entropiezunahme, das heißt, Delta S ist positiv, dann haben wir ganz sicher
eben diese hexagone Reaktion. Und das ist auch gleichbedeutend mit einer freiwilligen Reaktion.
Oder hier, wenn Sie haben eine endotherme Reaktion und Sie haben eine Entropieabnahme,
dann ist das Delta G R sicher positiv. Es gibt diese Grenzfälle, aber wenn wir diese
klassischen Dinge uns merken, sozusagen, hexotherm, Entropie, genau, wird auch bei der Prüfung keine
Grenzfälle geben. Also, das werden klare Fragen mit klaren Antworten sein. Gut, hier noch einmal
die Zusammenfassung. Eben, alles strebt nach diesem Minimum an Entalpie und alles strebt nach
diesem Maximum an Entropie. Und eben, das zusammen ist, alles strebt nach diesem Minimum an freier
Energie. Und diese freie Energie ist eben diese Triebkraft, was Sie oft haben und das wäre auch
eine Triebkraft, wenn Sie eine Osmose haben oder sonst irgendwas. Also, es geht immer in Richtung
der negativen Delta G, was in etwas anderes aussieht. Hier die Rufzeichen, dass man sich das
merkt. Die Rufzeichen sind zum Merken da. Ja, okay. Gut, wir haben uns jetzt beschäftigt mit
den Energieübergängen, ob eine Reaktion abläuft oder nicht abläuft, aber wir haben uns noch nicht
beschäftigt damit, wie schnell diese sind. Und dieser Begriff, wie schnell Reaktionen abläufen,
also nun hatten wir sozusagen diese Thermodynamik, Thermo mit Energie und mit dem wir uns jetzt
beschäftigen, ist die Kinetik und die Kinetik ist die Geschwindigkeit von chemischen Reaktionen.
Und hier können wir eben auch sagen, wie berechnet man sich diese Reaktionsgeschwindigkeit. Das ist
eigentlich sehr simpel, weil wir schauen uns einfach die Änderung der Konzentration von
dem Ausgangsstoff über die Zeit an. Das ergibt mir die Geschwindigkeit. Irgendwo logisch. Und
hier hätten Sie ein Beispiel. Hier aufgetragen auf der Y-Achse in C. Auch wenn Sie wo sehen in
der Chemie, in eckigen Klammern sind manchmal auch Konzentrationen genannt. Also es gibt es
für Einheiten, aber auch manchmal für Konzentrationen. Und hier haben Sie eben diese
eckigen Klammern, sind für die Konzentrationen. Und hier hätten Sie eben eine Reaktion, sehr
simpel, A wird zu B. Und hier hätten Sie ein Beispiel eben, wie A die Konzentration über die
Zeit hier abnimmt und die Konzentration von B hier nimmt zu. Und es gibt eben verschiedene Typen von
Reaktionen beziehungsweise von Reaktionsgeschwindigkeiten, also verschiedene Typen und das
nennt man die Reaktionsordnung. Und hier ist es eben so, hier sieht man sich an, ob diese Reaktion
abhängig ist von der Konzentration der Stoffe. Das heißt, wenn die Konzentration nicht abhängig
ist, ist es egal, ob jetzt zehn Teilchen hier sind und zu A, zu B reagieren. Wenn die Reaktion
abhängig ist, macht es einen Unterschied, ob wir starten mit zehn oder mit fünf. Dann ist es
unabhängig von der Konzentration, von der Ausgangskonzentration. Und hier haben wir so eine
Formel zusammengefasst. Hier sehen Sie, das ist die Reaktion, hier K haben Sie eine
Geschwindigkeitskonstante, das ist ein Wert und hier hätten Sie die Konzentrationen mal eine
Hochzahl und das ist die Reaktionsordnung. Und bei einer Reaktion nullter Ordnung ist das Ganze
hier gleich null, das heißt, der ganze Term wird eins und das Ganze ist sozusagen, ist die
Geschwindigkeit ist gleich einer Konstante. Das heißt, die Geschwindigkeit ist konstant.
Und eben bei diesen Reaktionen nullter Ordnung hängt die Reaktionsgeschwindigkeit nicht von
den Konzentrationen ab, sondern ist konstant. Und hier hätten Sie ein Beispiel. Also hier sehen Sie,
dass Sie hier die Konzentration haben in mol pro Liter. Hier hätten Sie den Ausgangs-, also den
Startzeitpunkt, hier die Konzentration A und hier sehen Sie, unabhängig von dem, wie die
Konzentration hier noch ist, die Reaktionsgeschwindigkeit ist immer gleich. Hier hätten
Sie zum Beispiel katalytische Reaktionen oder Enzymreaktionen hier nur als Beispiel. Natürlich
gibt es auch bei Enzymreaktionen andere, also das ist immer spezifisch von der Reaktion selber. Sie
hätten hier aber auch Reaktionen erster Ordnung und hier sehen Sie schon, dass die Geschwindigkeit in
V, hier sehen Sie, dass die Konzentration A hier in dieser Formel mit Terrinen ist. Das heißt,
Sie haben eine Abhängigkeit von der Konzentration des Stoffes A, wie schnell das passiert. Es gibt
auch Reaktionen zweiter Ordnung hier. Warum zweiter Ordnung? Hier hätten Sie, dass die
Geschwindigkeit abhängig ist von zwei Konzentrationen, also nicht nur die Konzentration von einem Stoff,
sondern von zwei Stoffen. Oder es kann auch sein, also nicht verwirren lassen, auch wenn Sie hier
A hoch zwei haben, das heißt, wenn beide A miteinander zum Beispiel reagieren, sind trotzdem
beide Reaktionspartner. Und auch hier kann es von beiden sozusagen abhängen und es kann dieses
A² auch zweiter Ordnung. Genau und hier noch einmal zusammengefasst, Reaktionen erster und
zweiter Ordnung hängt eben diese Geschwindigkeit von der Konzentration der Ausgangsstoffe ab.
Gut. Ist das verständlich? Soll ich noch ein Beispiel dazu geben? Perfekt. Ein Beispiel. Okay,
eine Reaktionsgeschwindigkeit, das Beispiel, wo sie abhängig ist von der Konzentration,
die herinnen ist. Wenn Sie jetzt alle Teilchen wären und Sie alle müssten durch diese Tür
nach draußen und die Tür ist so klein, dann wäre die Geschwindigkeit, bis alle draußen sind,
sozusagen, wenn viele da sind, okay, es ist umgekehrt, dann ist sozusagen die Geschwindigkeit
geringer und wenn wenige herinnen sind, dann ist es größer. Oder sagen wir so, wenn Sie einen
großen Raum haben und jeder von Ihnen muss sozusagen einen Partner finden, zu zweit zusammen
gehen, wird es, wenn viele Personen in einem kleinen Raum sind, zunächst schnell gehen und
die letzten, die keinen Partner mehr finden, die brauchen länger, sozusagen, dann zu späterem
Zeitpunkt braucht die Reaktion länger, wenn das größer ist. Sie haben aber auch eine Abhängigkeit
von der Temperatur, von eben der Geschwindigkeit und hier ist es eben so, Sie haben vorher schon
gesehen, wir haben diese Geschwindigkeitskonstante K hier und diese Geschwindigkeitskonstante ist
abhängig von der Temperatur. Hier sehen Sie das zusammengefasst, ein Term. Einerseits, was finden
wir hier wieder? Wir haben hier dieses Ea, das ist die Aktivierungsenergie, das heißt, die
Geschwindigkeit einer Reaktion hängt auch ab von der Aktivierungsenergie hier und sie hängt auch
ab von der Temperatur und hier davor, ich hoffe, das kann man sehen, ist ein Minus. Was heißt das?
Das heißt, umso kleiner die Aktivierungsenergie, umso schneller und umso höher die Temperatur,
auch umso schneller. Und man kann so circa sagen, also das sagt man manchmal, dass eine Temperaturerhöhung
um 10 Grad bei einem Beispiel von einer Reaktion, die Reaktionsgeschwindigkeit verdoppelt wird.
Jetzt haben wir uns schon mit der Aktivierungsenergie beschäftigt und wir haben hier gesehen,
dass die Aktivierungsenergie hier auch mit einspielt in die Schnelligkeit einer Reaktion.
Und vielleicht haben Sie den Begriff der Katalyse auch schon einmal gehört, vielleicht auch in Bezug
auf einen Autokatalysator oder vielleicht auch in Bezug auf Enzyme und hier haben Sie ein Beispiel
von einer Reaktion im Reaktionsverlauf. Hier hätten Sie wieder die Energie, die Reaktionskoordinate
und jetzt hätten Sie A und B und Sie hätten aber auch in einem Fall einen Katalysator dabei.
Das sehen wir uns später noch an, wie man einen Katalysator definiert. Und Sie sehen jetzt,
wenn wir nur A und B betrachten, hätten Sie eine sehr hohe Aktivierungsenergie. Wenn jetzt nun aber
der Katalysator dabei ist, sehen Sie, dass Sie einerseits ist der Verlauf der Reaktion anders,
Sie hätten hier einen anderen Übergangszustand, hier hätten Sie einen, also einen anderen Berg
der Aktivierungsenergie. Hier haben Sie einen Übergangszustand mit Ka plus B und dann haben Sie
einen zweiten Berg und dann reagiert es zu A mit B zusammen. Das heißt, Sie haben hier durch den
Katalysator eine Senkung der Aktivierungsenergie und das Ganze spielt mit herein auch in der
Geschwindigkeit von Reaktionen. Aber was Sie auch haben, also Sie haben diesen Katalysator haben
Sie auch in die andere Richtung. Also es geht in diese Richtung sozusagen mit Katalysator hier und
in diese Richtung. Und es beeinflusst aber die Lage quasi, also die Edukte und die Produkte nicht,
es verschiebt auch das Gleichgewicht nicht. Und was ist nun ein Katalysator? Eben ein Katalysator
ist ein Stoff, der in der Reaktion beteiligt ist, aber er wird nicht verbraucht. Das ist manchmal
auch, wenn Sie eben Enzyme oder ein Katalysator im Auto, sind so Katalysatoren. Und hier kann
man sich manchmal vorstellen, dass gewisse Elemente oder Atome sich anhalten bei dem
Katalysator. Das andere hält sich auch an und dann verbinden sie sich oder gehen auseinander. Also
so ist es manchmal. Oder Enzyme haben gewisse Haschen, wo diese Substrate, also diese Reaktanten,
also diese Substanzen hineinpassen und dann sich umändern. Also gibt es auch sozusagen diese
Anlagerung an das Enzym und dadurch kommt es zu dieser Senkung der Aktivierungsenergie. Und
durch die Senkung der Aktivierungsenergie erhöht sich aber die Reaktionsgeschwindigkeit. Das heißt,
was der Katalysator macht, er macht das Ganze schneller, aber beeinflusst nicht,
ob es jetzt möglich ist oder nicht. Also es verändert diese Thermodynamik nicht,
nur schneller oder langsamer. Hier noch einmal der Überblick. Also wir haben einerseits eben
die Thermodynamik. Hier haben wir eben die Lehre von den Energieänderungen im Verlauf von Reaktionen
und es bestimmt, ob eine Reaktion unter gewissen Bedingungen ablaufen kann. Hier hätten Sie die
paar Hauptsätze der Thermodynamik und hier hätten Sie dann auf der anderen Seite die Kinetik. Das
ist die Lehre von den Geschwindigkeiten und diese bestimmt, wie schnell eben die Reaktion abläuft.
Und Sie haben auch ein paar Beispiele, also quasi Thermodynamik versus Kinetik. Und hier
haben wir schon öfters den Kohlenstoff auch gehört und der Kohlenstoff ist ein sehr vielfältiges
Element und man kann zum Beispiel Grafit, dieser ist stabil und den sehen Sie auch,
also der baut sich nicht ab. Und hier sagt man, dieser hier ist thermodynamisch stabil. Das heißt,
er ist im Energieniveau darunter. Wenn Sie jetzt aber ein Diamant sich ansehen, dann ist dieser
Diamant, den nennt man metastabil oder kinetisch stabil. Hier ist es einfach so, dass die Umwandlung
von Diamant in Grafit eigentlich thermodynamisch möglich ist, aber die Umwandlung ist so extrem
langsam, dass sie eben nicht passiert. Gut, ich würde sagen, wir machen eine Pause.
Passt das für Sie? 10 Minuten und dann gehen wir in den zweiten Teil.
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Gut.
Wir sind etwas länger in der Pause gewesen.
Es waren noch ein paar Fragen.
Aber jetzt schauen wir, dass wir hier vielleicht ein bisschen zügiger durchkommen, weil es
ist schon spät.
Gerne.
Eine Frage?
Nicht zu zügig.
Okay, dann machen wir es nicht zu zügig.
Haben wir auch keinen Stress.
Passt.
Gerne.
Gut.
Wir haben uns schon mit dem ersten Erhaltungssatz beschäftigt.
Wir haben die Energieerhaltung.
Das heißt, Energie wird quasi nur umgewandelt.
Und auch wenn Sie sich denken, diese Reaktionsenergie, wenn diese frei wird, haben Sie Wärme oft.
Also das wissen Sie, wenn etwas brennt zum Beispiel, dann ist es warm.
Aber wir haben noch einen anderen Erhaltungssatz in der Chemie und das wäre die Massenerhaltung.
Und da ist es nämlich so, dass wir sagen können, bei diesen chemischen Reaktionen
ändert sich die Gesamtmasse der Stoffe nicht nennenswert.
Da, wo sich die Masse sozusagen in Energie umwandelt, wäre zum Beispiel bei der Kernspaltung.
Da hätten Sie dann wirklich Masse wird zu Energie.
Aber hier bei chemischen Reaktionen haben Sie diesen Massenerhaltungssatz.
Wie können wir uns das vorstellen?
Also Sie sehen hier ein Beispiel mit einer Waage, mit einem Gewicht und Sie sehen hier
eine Viole mit einem kleinen Zündholz.
Und wenn Sie nun dieses Zündholz hier sozusagen anzünden oder hier sein Bunsenbrenner, also
wenn das erhitzt wird, dann kommt es eben zu dieser Anfachung von diesem Zündholz.
Es kommt zur Reaktion, das Ganze fängt an ins Brennen und das ganze Zündholz verbrennt.
Und hier sehen Sie die Verbrennungsrückstände und eben auch dieses Gas und dieser Rauch,
was sich gebildet hat.
Was erkennen wir aber hier?
Wir sehen, dass die Waage immer gleich bleibt.
Das heißt, es ist egal, ob wir hier dieses Zündholz abwiegen oder die Produkte hier
natürlich, das Ganze in der Viole zusammengehalten.
Da ist nichts verloren gegangen.
Die Masse ist aber gleich geblieben bei dieser Reaktion.
Und wir haben uns ja schon angesehen, eben diese Edukte, Ausgangsstoffe und diese Produkte.
Und hier hätten wir noch einmal ein Beispiel.
Hier sehen Sie diese Stoffbegriffe, also diese chemischen Formeln oder Stoffe in Großbuchstaben
haben wir schon gesehen.
Und was wir jetzt hier davor haben, sind stichometrische Faktoren.
Stichometrische Faktoren sind Zahlenwerte, die mir angeben, wie viele Teilchen von etwas
oder wie viele Moll, das ist ja auch eine Bezeichnung für eine Anzahl von Teilchen,
wie viele mit einer anderen Anzahl von Teilchen reagieren und dann zu einer der und der Anzahl
von Teilchen werden.
Und wir haben das hier jetzt zum Beispiel eben mit dieser einfachen Reaktionsgleichung,
Kohlenstoff und Sauerstoff wird zu CO2.
Und hier sehen Sie nun diese Einser davor.
Den Einser schreibt man oft nicht an, sondern erst die Zweier.
Und was bedeutet nun dieser Einser?
Der Einser heißt in der Sprache dann ein Moll oder ein Teilchen, also Moll sind ja
mehrere Teilchen, ein Moll oder ein Teilchen Kohlenstoff reagiert mit einem Teil Sauerstoff,
hier das Molekül Sauerstoff, zu einem Teil oder einem Moll CO2, auch CO2, dieses Molekül.
Das Ganze natürlich geht auch in die andere Richtung.
Bei der unvollständigen Verbrennung hätten Sie hier eben ein anderes Verhältnis von
Kohlenstoff zu Sauerstoff.
Hier sehen wir, wir haben zwei Teile Kohlenstoff, jedoch nur einen Teil von Sauerstoff.
Das heißt, wir haben im Verhältnis weniger Sauerstoff vorhanden und das Ganze kommt zu
dieser unvollständigen Verbrennung zu CO2.
Hier Achtung, unvollständige Verbrennung bezeichnet meistens nur diesen ersten Teil
und dann, wenn mehr Sauerstoff hinzukommt, kann auch dann noch das CO, also das Kohlenstoffmonoxid,
hier zwei Teilchen, also zwei Moleküle, Kohlenstoffmonoxid, CO hier, mit Sauerstoff weiter reagieren zu
zwei Moll CO2.
Hier auch wieder, was Sie sehen, wenn Sie die Summe von dem Ganzen bilden, hätten Sie
hier ein Teil Kohlenstoff und ein Teil Sauerstoff zu einem Teil CO2.
Und hier hätten Sie zwei Teile Kohlenstoff mit ein, zwei Teilen Sauerstoff.
Hier nur ein hintereinander wird auch zu zwei Teilen CO2.
Wenn Sie das Ganze durch zwei dividieren, haben Sie die gleiche Gleichung.
Also das sind nur die Verhältnisse.
Hier noch einmal, eben es ist auch dieser Erhalt der Proportionen, Proportionen mit
eben diesen Teilchenanzahlen.
Hier hätten wir noch eine Reaktion.
Sie haben hier die Edukte und was Sie hier aufgezeichnet finden, ist eine ganz simple
schematische Anordnung von diesen Molekülen.
Und Sie hätten hier eben das CH4 und in der Mitte, der schwarze Punkt, ist eben der Kohlenstoff
mit den vier weißen Wasserstoffatomen an sich gebunden.
Hier hätten Sie den Sauerstoff, das sind eben zwei Sauerstoffatome.
Gemeinsam bilden das Molekül Sauerstoff.
Und Sie sehen hier schon, diese vier heruntergestellt, ist die Anzeige, dass in diesen Teilchen vier
von demselben vorhanden sind.
Und beim Sauerstoff haben Sie hier zwei.
Und wenn Sie sich jetzt erinnern eben an die vorige Einheit, muss hier eben dann bei der
Bildung von diesen Atombindungen, von diesen kovalenten Bindungen, die eben diese Moleküle
ausbilden, dann eben auch die Oktettregel erfüllt sein.
Daraus ergeben sich diese Anzahlen.
Also hier Kohlenstoff wäre eben, vielleicht wenn wir das noch einmal durchgehen, wäre
in der vierten Hauptgruppe braucht eben noch vier Elektronen, dass es eben diese acht hat.
Und eben der Wasserstoff, jeweils ein Wasserstoff gibt ein Elektron her.
Es bildet sich diese kovalente Bindung aus.
Und in Summe sieht dann eben der Kohlenstoff diese acht Elektronen.
Beim Sauerstoff wäre das andere eben sechste Hauptgruppe.
Er braucht noch zwei Elektronen.
Hier ist es eben so, dass nicht ein Elektron geteilt wird, sondern es werden zwei Elektronen
geteilt.
Von diesen beiden gibt es auch die Doppelbindungen.
Hier eben CO2, auch schematisch dargestellt, und H2O.
Und wenn wir uns jetzt beide Seiten einfach abzählen, wie viele Teilchen wir hier haben,
dann haben wir hier vier Wasserstoffatome und hier aber nur zwei.
Hier hätten wir zwei Sauerstoffatome und hier hätten wir drei.
Das heißt, das Ganze geht sich nicht ganz aus.
Und deswegen wird es nun ausgeglichen.
Wir nehmen einfach, sozusagen, dass diese Reaktion passieren kann, braucht man zwei
Anteile von diesem Sauerstoff und erhält dann zwei Anteile von dem Wasser.
Und dann können wir abzählen, wir haben 1, 2, 3, 4.
1, 2, 3, 4, das passt.
Wir hätten hier 1, 2, 3, 4.
1, 2, 3, 4, das passt auch.
Und einen Kohlenstoff.
Und so stellt man diese Reaktionsgleichungen auf.
Man gleicht diese aus und das Ganze schreibt man an mit diesem Zweier hier hervor.
Das heißt, es sind zwei Teile oder zwei Mol-Anteile, die eben reagieren mit einem Anteil hier und
reagieren zu einem Mol-Teil CO2 und zwei Mol Wasser.
Das Ganze kann man noch einmal überprüfen mit den einzelnen Anzahlen.
Es muss sich immer ausgleichen.
Genauso auch, wie jetzt schon ein bisschen vorgegriffen, die Ladungen müssen sich auch
ausgleichen.
Vielleicht hier noch ein Beispiel.
Wie beginnt man so etwas?
Also, wenn man ein Beispiel hätte, man müsste so eine Reaktionsgleichung ausgleichen, vorgegriffen,
dann würde man ansehen, okay, hier ist der Stickstoff, hier brauche ich zwei Stickstoffe
und als erstes würde man hier einen Zweier einmal her setzen, probieren.
Dann geht man weiter, 2 mal 3, diesen Wasserstoff.
Okay, hier hätte ich nur Wasserstoff 4, das heißt, ich würde hier einen Sechser her setzen
und dann gehe ich wieder zurück.
Hier, okay, das passt, der Stickstoff passt, der Wasserstoff passt, das Chlor und jetzt
müsste ich wieder auf die andere Seite und hier mit 3 mal, weil wir eben das Chlor-Molekül
haben, hier ist schon zwei Chlor-Atome in einem mit 3 ausgeglichen.
Ist das soweit verständlich?
Sehr gut.
Und dann erhalten wir diese Verhältnisse der Teilchen und können hier nochmal sagen,
okay, wir haben das Verhältnis 2 zu 3, wir zu 1 zu 6.
Das heißt, wir können sagen, 2 mal NH3, NH3 ist Ammoniak, reagieren mit 3 mal Chlor
zu einem mal Stickstoff und 6 mal HCl, das wäre der Chlor-Wasserstoff oder wenn es in
Lösung ist, die Salzsäure.
Das Ganze kann man aber auch sagen, also die Mol kann ich auch durchdividieren, zum Beispiel
durch 2.
Das heißt, ich kann auch anschreiben, ein Mol NH3 reagieren mit 1,5 Mol zu 0,5 Mol und
3 Mol.
Also das Ganze kann man auch sich so ansehen.
Und eben das sind diese stoichiometrischen Faktoren, das sind diese Mengenverhältnisse,
das mir eben anzeigt, wie viel Mol mit was, mit wie viel Mol reagieren.
Und jetzt kommen wir eben wieder zurück auf die Stoffmenge, also wir haben das Mol und
wir haben dann die molare Masse mit diesen Masse pro Mol, mit diesen Gramm pro Mol.
Und hier noch einmal kurz die Formel, wir haben schon gesehen, eben wir können sich
das Ganze einfach mit diesen Einheiten merken, wo steht was.
Und wenn wir das jetzt haben, dann können wir von diesen Mol in Gramm umrechnen und
können uns auch etwas ansehen.
Und wie würde man das machen?
Also sozusagen, okay, wir haben jetzt hier diese Mol-Verhältnisse, 1 plus 1 wird zu
einem Teil und jetzt könnte man fragen, okay, wie viel Gramm wären das?
Ja, dass man von Teilchenanzahl auf die Gramm umgeht.
Und jedes Teilchen, also jedes Element hat eine gewisse Masse, ein Gewicht pro diesen
Teilchen oder Gewicht pro diesen Molanteilchen.
Und hier findet man den Zahlenwert im Periodensystem.
Das haben wir schon gesehen, das ist diese relative Atommasse, diese ist eben diese Gramm
pro Mol.
Und wenn Sie jetzt diese Molmasse ermitteln wollen von CO2, dann sehen Sie im Periodensystem
nach, welches Gewicht der Kohlenstoff hat.
Da ist die relative Atommasse circa bei 12,01, so was.
Dann hätten Sie eben noch die Molmasse vom Sauerstoff, das ist so bei 16 und das mit
eben der Anzahl, was Sie in diesen Teilchen vorhanden haben, zusammengezählt oder multipliziert
und Sie kommen auf einen Wert, das sind die Gramm pro Mol.
Das Ganze kann man eben für alle Dinge machen.
Dann hat man die molare Masse von diesem Molekül.
Und wenn wir jetzt eben annehmen, ein Mol von diesem Kohlenstoff reagiert eben mit Sauerstoff
zu CO2, dann könnten wir auch sagen, nicht ein Mol, sondern wir berechnen uns jetzt dieses
Gewicht von diesem einen Mol und können sagen, 12 Gramm Kohlenstoff reagieren mit 32 Gramm
Sauerstoff zu 44 Gramm CO2.
Und wenn wir uns das jetzt ansehen, dann sehen wir, die Massen bleiben gleich.
Da sehen wir noch einmal eben dieses Beispiel mit der unvollständigen Verbrennung.
Hier eben auch angezeigt, es gibt auch manchmal Anschreibweisen, wo ein Halb angezeigt wird.
Da muss man natürlich dann denken, okay, das ist ein Halb-Mol benannt und nicht ein
halbes Teilchen, weil ein halbes Teilchen gibt es nicht.
Aber Sie werden das auch so finden.
Und hier sehen Sie eben auch noch einmal dieses Beispiel mit diesen Teilreaktionen.
Und auch hier kommen wir auf dieselbe Masse.
Und dann könnte man zum Beispiel eben ganz einfache Fragen fragen oder ein einfaches
Beispiel für das chemische Rechnen.
Man hätte eine Gleichung quasi gegeben und man sieht sich an, wie viele Mol zu wie vielen
Mol reagieren.
Das ist jetzt eine kleine Denkherausforderung.
Aber wenn man ein einfaches Beispiel hat, dann sieht man wieder hier, man fängt beim
Kohlenstoff an, man hätte hier sechs Kohlenstoffe in diesem Teilchen.
Weiß jemand, wie dieses Teilchen C6H12O6 auch heißt?
Ja, gerne.
Sehr gut.
Sie dürfen es auch gern laut sagen.
Es ist die Glucose, genau.
Und das kann eben umgesetzt werden mit dem Sauerstoff, basiert auch im Körper, eben
zu Wasser und CO2 und zu einem Teil natürlich wird ja auch Energie gewonnen durch diese
Reaktion.
Hier hätten Sie eben, wenn Sie anfangen, diese Gleichung auszugleichen, hätten Sie
hier einen Einser als Anfangsbeispiel.
Dann müssten Sie hier herüben den Sechser anschreiben, dass Sie eben gleich viele Kohlenstoffatome
in dieser Gleichung ausgleichen.
Dann hätten Sie hier sechs Sauerstoffatome oder Sie können auch dann beim Wasserstoff
weitergehen, je nachdem.
Aber Sie hätten dann zwölf Sauerstoffatome.
Das heißt, hier haben Sie schon sechs Sauerstoffatome.
Hier bräuchten Sie dann noch welche.
Jedoch kommt dann auch noch das Wasser hinzu.
Das heißt, vielleicht einmal mit dem H12 anfangen.
Hier bräuchten Sie dann sozusagen sechs Wassermoleküle und dann zählen Sie noch
eben die Sauerstoffatome zusammen und gleichen das Ganze eben aus mit dem Sauerstoffmolekül
hier und kommen hier auch an einen Teil 6.
Das heißt, wir haben diese stoichiometrischen Faktoren und können dann eben uns die Massen
berechnen.
Die molaren Massen hier eben wie vorher schon gezeigt.
Sie haben sechs, also in der Glucose haben Sie sechsmal den Kohlenstoff.
Hier haben Sie sechsmal die molare Masse vom Kohlenstoff, zwölfmal die molare Masse vom
Wasserstoff und hier sechsmal die molare Masse vom Sauerstoff.
Hier gerundet, also so circa.
Dann kommen Sie eben auf die Molmasse von der Glucose.
Diese steht aber auch im Internet.
Also die können Sie auch überprüfen.
Wenn Sie die Verbindung googeln, finden Sie überall immer die Molmasse.
Und wenn Sie jetzt eine Frage hätte, wie viel benötigt man eben um fünf Gramm Glucose
vollständig zu Kohlenstoffdioxid und Wasser umzusetzen, dann würden Sie sich zunächst
einmal die Stoffmenge berechnen aus eben diesen stoichiometrischen Faktoren.
Also beziehungsweise jetzt würden Sie eben, wenn die Fragestellung ist, fünf Gramm Glucose,
wie viel Mol sind das?
Das heißt, Sie dividieren die fünf Gramm durch die molare Masse, Sie erhalten die Mol.
Und jetzt können Sie hier diese Anzahl der Mol einsetzen und müssen es mit den stoichiometrischen
Faktoren hier multiplizieren, dass Sie auf das gleiche Verhältnis kommen.
Das Verhältnis haben Sie eins zu sechs, wird sechs zu sechs.
Das heißt, Sie hätten hier diesen Wert, dieser Wert mal sechs ergibt diesen Wert und diesen
Wert und diesen Wert.
Also hier haben Sie das gleich.
Und dann haben Sie sozusagen diese Teilchenanzahl und dann müssen Sie wieder in die andere Richtung
umgehen, also weitergehen.
Das heißt, jetzt schauen Sie eben von der Teilchenanzahl wieder eben zurück auf die
molare Masse und da war gefragt eben, wie viel Gramm Sauerstoff wird benötigt.
Das heißt, ich rechne die Anzahl der Mol mal der Gramm an Sauerstoff und komme dann,
also mal der molaren Masse vom Sauerstoff und komme auf diese Anzahl der Gramm.
Eigentlich recht simpel, nur etwas umständlich.
Und dann kann man eben sagen, dass so und so viel Gramm zu so und so viel Gramm und
so und so viel Gramm reagiert.
War das verständlich vom Prinzip her?
Sehr gut.
Jetzt noch ein weiterer Punkt bei den Reaktionen.
Es gibt chemische Reaktionen, die einerseits haben die Stoffe verschiedene Aggregatszustände.
Und Sie sehen, dass hier zum Beispiel, wenn Sie ein kleines S hier angeschrieben sehen
oder ein G hier, dann steht es für diese, wenn Sie sich erinnern können, dann die erste
Einheit S für Solid.
Manchmal steht auch F dort.
Wenn FL dort steht, dann ist das deutsche Wort für Flüssig oder L für Liquid oder
G ist immer für gasförmig.
Und Kohlenstoff hier wäre fest und der Sauerstoff eben gasförmig, auch das CO2.
Und hier haben Sie es nochmal, falls Sie auch einmal ein Q sehen, dann wäre das für Aqua
und das wäre der Begriff für in Wasser gelöst.
Und hier ist es nun so, dass es bei den Gasen, ist es so, dass die Gase, also sagen wir es
so, die gleiche Anzahl an Teilchen von Gasen hat immer das gleiche Volumen bei gleichem
Druck und Temperatur.
Wir sehen uns das noch einmal an.
Also wenn Sie hier die gleiche Anzahl an Teilchen haben, an Wasserstoff, an Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid,
haben diese das gleiche Volumina.
Das heißt, es kommt auf die Anzahl der Teilchen drauf an.
Es kann verschieden schwer sein, weil eben diese Teilchen verschiedene Massen haben,
aber das Volumina ist gleich.
Und hier vielleicht ein Beispiel, wie ist man da drauf gekommen?
Also es gibt eben Reaktionen, wo Wasserstoff und Sauerstoff zu zwei Liter Wasserdampf reagieren
und ein Liter Wasserstoff und ein Liter Chlor auch zu zwei Liter Chlorwasserstoff reagieren.
Das heißt, in dieser Reaktion werden aus zwei Volumenteilen plus einem Volumenteil
wieder zwei Volumenteile und bei dieser Reaktion werden aus einem Volumenteil und einem Volumenteil
zwei Volumenteile.
Und das ist ein bisschen komisch, weil warum reagiert ein Volumenteil und ein Volumenteil
zu zwei und zwei und einer nicht zu drei, sondern zu zwei?
Und das ist eben so, weil hier eine andere Reaktion zugrunde liegt.
Und hier hätten wir eben einmal die Reaktion zu H2O, wo eben drei Ursprungsteilchen, also
drei Teilchen, Teile, dann ein Teilchen ergeben und beim anderen sind es nur zwei.
Und das, was wir uns mitnehmen aus dem Ganzen ist, dass es ein molares Volumen gibt.
Das heißt, es gibt ein Volumen, das ein Molenteilchen einnehmen.
Ein Molenteilchen bei eben Normbedingungen von 0 Grad Celsius und unter einem Bar und
hier eben auch noch die Annahme, dass es ein ideales Gas ist.
Ideales Gas hatten wir auch in der ersten Einheit.
Wir haben keine Wechselwirkungen zwischen den Teilchen, dass wir hier eben ein Volumen
von 22,4 Liter pro Mol.
Das ist das molare Volumen.
Und das ist eben bei Normbedingungen konstant, egal was für eine Substanz das ist.
Das Ganze eben kann man sich eben auch berechnen, wenn jetzt eine Frage wäre, welches Volumen
nehmen 142 Gramm Chlorgas unter den Normbedingungen eben ein und eben diese Annahme, okay, das
Gas verhält sich ideal, dann würde man diese 142 Gramm, also Chlorgas, man würde sich
die molare Masse berechnen.
Man würde sich berechnen, wie viel Mol sind diese 142 Gramm.
Und dann weiß man, dass jedes Mol an Gasteilchen hat diese 22,4 Liter.
Und dann könnte man sich das berechnen.
Also das wäre die molare Masse.
Das heißt 142 Gramm entsprechend 2 Mol, molare Masse hier, weil pro Chlorteilchen haben wir
circa 35,45 Gramm pro Mol.
Und das Ganze können wir dann zweimal den 22,4 Liter rechnen, wenn wir 2 Mol haben.
Das Mol wird sich dann sogar wegkürzen in der Rechnung, wenn wir hoffentlich immer die
Einheiten auch dazu schreiben und dann haben wir die Antwort, das sind 44,8 Liter.
Dazu Fragen?
Nein, sehr gut.
Dann kommen wir noch zu anderen.
Also jetzt hier haben wir das molare, ja, hier ist eine Frage.
Mol hoch minus 1.
Es gibt oft verschiedene Anschreibweisen.
Also wenn etwas hoch minus 1 ist, dann ist es in der Nullstelle.
Und bei der Einheit?
Genau, also es gibt bei den Einheiten, es wird manchmal oft mit mol hoch minus 1, es
werden die Einheiten auch oft so angegeben.
Und da muss man eben wissen, okay, das ist eigentlich das, was unter dem Bruch steht,
sozusagen, weil es wäre dann hier Liter pro Mol.
Genau, das zeigt das minus 1 an.
Man könnte es auch mit dem Dividierstrich anschreiben.
Gut, ich würde noch gern ein paar Gehalts- und Konzentrationsgrößen hervorheben und
am Schluss werden wir dann eben sehen, warum das auch für Sie relevant sein könnte.
Und da gibt es eben den Massenanteil.
Der Massenanteil, so wie der Begriff das schon sagt, ist der Anteil von einem Stoff X, ist
die Masse eines Stoffes bezogen auf die Gesamtmasse.
Das heißt, hier haben Sie eben dieses Omega, das wäre der Massenanteil, zum Beispiel im
Prozent.
Und hier hätten Sie die Masse eines Stoffes, das heißt in Gramm oder in Kilogramm, bezogen
auf die Gesamtmasse.
Hier hat man eben eine Prozentangabe.
Das heißt, wenn Sie wo sehen und das ist korrekt hingeschrieben und da steht 3% ist
da drinnen, das heißt, es wären zum Beispiel 3 Gramm auf 100 Gramm, also pro 100 Gramm.
Das wären 3%.
Das Ganze kann aber auch in Parts per Million oder Parts per Billion angegeben werden.
Also Prozent wären ja Parts per 100, also Zenti vielleicht und Parts per Million wäre
einfach sozusagen ein Teil von einer Million Teile.
Das heißt, es wäre ein Milligramm pro Kilogramm müsste es sein, ob man nicht richtig gerechnet
habe.
Und Sie hätten hier ein Beispiel, wenn Sie haben 10 Gramm Natriumchlorid in 200 Gramm
einer Lösung, dann hätten Sie was für einen Prozentanteil?
Können wir das im Kopf überschlagsmäßig rechnen?
10 Gramm in 200 Gramm, das heißt, es wären 5 Gramm in 100 Gramm, das heißt, es wären
eine 5% Lösung.
Also der Massenanteil wäre hier 5%.
Ein anderer Anteil, hier wäre der Volumensanteil und hier bezieht sich eben der Volumensanteil
von dem Stoff X, ist das Volumen von einem Stoff bezogen auf das Gesamtvolumen des Gemisches.
Hier Angabe meistens in Volumensprozent.
Hier sehen Sie noch einmal, es wird abgekürzt mit so einem V, X ist eben das Teilvolumen
VX auf das Gesamtvolumen.
Wo kennen Sie diese Angabe Volumensprozent?
Genau, beim Alkohol.
Genau, da kennen Sie das.
Eben, da ist die Angabe in Volumensprozent.
Und wir könnten noch das Beispiel machen, wie würden wir uns jetzt ausrechnen, wie
viel Gramm Ethanol in zum Beispiel einen Liter Wein vorhanden wäre?
Wie viel Gramm Ethanol?
Wir würden zunächst einmal, ok, wir haben im Wein hätten wir 12 Volumensprozent.
Das heißt, wir würden beispielsweise, hätten wir 12 Milliliter in 100 Milliliter.
Jetzt müssten wir von den Millilitern wissen, wie hoch die Dichte ist vom Ethanol, weil
die Dichte sozusagen brauche ich, dass ich dann vom Milliliter in Gramm umrechnen kann.
Die Dichte ist beim Ethanol irgendwo bei 0,789, also 0,8 circa.
Das heißt, ich muss diese Milliliter, wenn Sie haben hier die Gramm pro Milliliter mal
den Gramm oder durchdividieren, das heißt, Sie haben ein bisschen mehr an Volumen, was
dann sozusagen weniger Gramm sind.
Das heißt, so ist der Volumensanteil gegeben.
Und wenn ich dann auf die Gramm kommen will, muss ich das mit der Dichte multiplizieren.
Hier eben das Beispiel 5 Volumensprozent, 5 Milliliter Ethanol in 100 Milliliter einer
Lösung.
Wir haben aber noch etwas, das wäre die Stoffmengenkonzentration.
Das haben wir vielleicht heute schon einmal wo gesehen.
Das wären die Mol pro Volumen, also hier oft in Mol pro Liter gegeben oder Mol pro Milliliter,
kann es auch geben.
Oder manchmal gibt es auch die Angabe Millimol, das wäre Mmol.
Das wird immer mit einem C abgekürzt auch hier, das ist das Symbol.
Und hier hätten Sie eben die Stoffmenge in Mol bezogen auf das Volumen hier in Liter.
Und Achtung auch, wenn Sie manchmal sehen, also wenn angegeben wird, ja, das ist die
Konzentration einer Lösung, gibt es die Konzentration in Mol pro Liter, aber manchmal gibt es auch
diesen Begriff, dieses Mol pro Liter, gibt es Molar.
Wenn etwas zum Beispiel ein Molar ist, wenn eine einmolare Lösung, dann hätten wir eine
Lösung, die hat ein Mol pro Liter an dem und dem Stoff.
Oder zwei Molar wären dann zwei Mol pro Liter.
Das ist dieser Begriff.
Und vielleicht noch ein Beispiel, wo man ein bisschen mitdenken muss, ist, wenn Sie eine
einmolare Lösung haben, ja, und Sie haben hier Natriumchlorid in Wasser und mischen
das eins zu eins mit reinem Wasser.
Und dann ist die Frage, welche Konzentration hat die erhaltene Lösung.
Dann kann man hier einfach sich ein Beispiel hernehmen.
Ich nehme einen halben Liter mit einem Mol pro Liter.
Das heißt, hier habe ich 0,5 Liter mal ein Mol pro Liter.
Das heißt, wenn ich mir das ansehe und mir die Mol berechne, habe ich 0,5 Mol in diesen
halben Liter.
Wenn ich einen zweiten halben Liter mit 0 Mol hinzugebe, habe ich dann mehr an Volumen.
Das heißt, ich habe dann 0,5 Mol in 1000 Milliliter.
Das heißt, das Ganze hat 0,5 Mol pro Liter.
Das heißt, wenn ich diese Mischungsverhältnisse mache, rechne ich mir die Anteile an sozusagen
dem einen Stoff, an Mol, aus und rechne mir dann aus, wie viel das dann auf das gesamte
Volumen umgerechnet wird.
Wir haben noch einen weiteren Begriff.
Das wäre die Massenkonzentration.
Hier die Massenkonzentration, nicht zu verwechseln mit der Dichte.
Die Einheit ist gleich, aber hier sind es eben die Gramm pro Liter.
Nicht Mol pro Liter, sondern Gramm von einem Stoff in einen Volumen.
Hier gegeben eben Gramm, M für die Masse in Gramm pro Volumen.
Genau, gibt es auch eben manchmal die Gramm pro Milliliter.
Und hier die Dichte wird meistens angegeben in Gramm pro Kubikzentimeter.
Und wenn Sie jetzt hier eine Angabe hätten von Magnesium in einem Mineralwasser und Sie
haben 8,2 Milligramm pro Liter an Magnesiumionen, dann wäre das eine Angabe von einer Massenkonzentration.
Nicht von einer Volumenskonzentration, auch nicht von einer Stoffmengenkonzentration,
sondern die Massenkonzentration.
Und was hat das jetzt für eine Relevanz oder wo ist es wichtig, dass wir diese Konzentrationen
beachten?
Und das ist eben, wenn dieser Anteil oder diese Konzentrationsgrößung ist eben wichtig
bei auch der Dosierung von Medikamenten.
Und eben auch, weil manchmal diese Angaben in den Packungsbeilagen eben variieren.
Und hier gibt es eben eine Angabe mit 0,1 Prozent und dafür, da habe ich auch vorher
vorgegeben, dass das wäre sozusagen ein Massenanteil.
Und hier ist es nicht der Massenanteil und nicht der Volumensanteil, sondern es ist ein
Milligramm pro einem Milliliter.
Sie haben aber auch andere Angaben.
Hier hätten Sie andere Beispiele von Beipackzetteln.
Hier hätten Sie einen, wo Sie haben 200 Milligramm pro 5 Milliliter Sirup.
Das heißt, das müssen Sie auch irgendwie umrechnen oder hier unten haben Sie andere,
eben hier haben Sie 2,5 Milligramm die Angabe enthalten, diese 17,5 Milligramm.
Das heißt, das müssen Sie halt dann umrechnen, wie viel hat ein Milliliter oder welche Menge
brauche ich, wenn ich die und die Menge verschreiben will zum Beispiel.
Genau, und das Ganze gibt es eben auch woanders oft eben nur kurz abgekürzt mit 0,3 Prozent,
manchmal mit 15 Milligramm pro 5 Milliliter, manchmal mit 7,5 Milligramm in einem Milliliter.
Ist jetzt auch nicht die gleiche Konzentration, auch nicht dasselbe.
Und hier eben manchmal auch mit 30 Milligramm.
Hier ist es genannt meistens pro Tablette und das wahrscheinlich eben pro Präparat unterschiedlich.
Und das hier eben ein Beispiel, hier eben der Wirkstoff Ambroxolhydrochlorid und hier
sehen Sie vielleicht noch, das hier wäre das Ambroxol und Sie sehen auch, oft sehen
Sie, also das wäre die Strukturformel und hier sehen Sie diese Formel und diese Formel
ist eigentlich genau gleich, nur ist es anders angeschrieben.
Hier haben Sie diesen Sechserring in einer anderen Art und Weise angeschrieben, das deutet
mehr an.
Alles was dick ist, sehen Sie, kommt nach vorne und hier haben Sie eine andere Anschreibweise.
Hier sehen Sie den Sechserring sozusagen von oben und hier sehen Sie einen aromatischen
Ring, dieser kann auch manchmal mit einem Rundkreis angezeichnet sein.
Und wenn Sie einmal was lesen, also hier sehen Sie das Ambroxol und hier ist das Ambroxolhydrochlorid.
Hier sehen Sie, dass dieses Hydrochlorid mit einem HCl ist und das Ganze ist ein Salzstamm.
Das heißt, es ist ein kristalliner Feststoff mit gewissen Eigenschaften und es löst sich
gut.
Das heißt, oft sieht man dieses Ambroxolhydrochlorid, dass dieses eben in den Beibackzetteln ist
auch dieses genannt.
Genau, hier noch ein anderes Beispiel von Angaben.
Hier habe ich es sehr spannend gefunden, dass Sie eben auch angeben, wie viel von diesem
Phenylephrinhydrochlorid sind 10 Milligramm drinnen und diese entsprechen eben 8,2 Milligramm
von diesem Phenylephrin.
Das ist eben, weil dieses Hydrochlorid, wenn dieses bei der Substanz dabei ist, hat es
natürlich mehr Gewicht.
Aber der Wirkstoff ist nur das andere.
Also auch das zu beachten.
Hydrochlorid ist dann sozusagen dieses Salz und ist noch ein bisschen was dabei.
Genau, das war's mit der heutigen Einheit.
Wir hatten noch ein paar Fragen und wenn Sie wollen, können wir auch noch einmal kurz
so einen Webox-Poll machen.
Ich hätte noch fünf Fragen zur heutigen Einheit vorbereitet oder wir machen das das
nächste Mal.
Dann können Sie sich jetzt entscheiden, weil wir heute eben…
Nächstes Mal?
Perfekt, dann machen wir das nächste Mal.
Gut, dankeschön.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
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Bis zum nächsten Mal.
Bis zum nächsten Mal.
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