Chemie.

Chemisches Gleichgewicht.

Reaktionsgeschwindigkeit.

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  • Eine chemische Reaktion verläuft umso schneller, je größer die Änderung der Konzentration in einer bestimmten Zeit ist. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist der Quotient aus der Konzentrationsänderung in der dafür benötigten Zeitspanne.
  • Die Änderung der Reaktionsbedingungen [Temperatur, Druck, Zerteilungsgrad] bewirkt eine Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit.

Stoffumsatz.

vollständiger Stoffumsatz → Ausgangsstoffe werden vollständig zu Reaktionsprodukten umgesetzt [irreversibel], z.B.: Verbrennung von Ethanol
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O  ;  ΔH = –a kJ · mol–1 [exotherm]
unvollständiger Stoffumsatz → Reaktionsprodukte reagieren wieder unter Bildung der Ausgangsstoffe: umkehrbare chemische Reaktion [reversibel; bestehend aus Hin- und Rückreaktion; Einstellung eines chemischen Gleichgewichts], z.B. Ammoniaksynthese
3 H2 + N2 →← 2 NH3   ;  ΔH = –b kJ · mol–1 [exotherm]

Chemisches Gleichgewicht.

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Konzentrations-Zeit-Diagramm
tE = Einstellzeit des chemischen Gleichgewichts
Merkmale des chemischen Gleichgewichts.

Der fortlaufende gleichzeitige Ablauf von Hin- und Rückreaktionen führt [im geschlossenen Gefäß] zu einem chemischen Gleichgewicht:
  • die Konzentrationen der Stoffe bleiben konstant: Δc = 0 [weil c(A) : c(R) = const.]
  • die Geschwindigkeit von Hin- und Rückreaktion sind gleich: vHin = vRück

Prinzip vom kleinsten Zwang.

Prinzip von Le Chatelier: "Übt man auf ein chemisches System im Gleichgewicht einen Zwang aus, so reagiert es so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird."
Zwang = Änderungen von Temperatur, Druck, Konzentrationen
  • Temperaturerniedrigung → fördert die exotherme Reaktion
  • Temperaturerhöhung → fördert die endotherme Reaktion
  • Druckerniedrigung → fördert die Reaktion unter Volumenzunahme
  • Druckerhöhung → fördert die Reaktion unter Volumenabnahme
  • ein Ausgangsstoff im Überschuss → fördert die Reaktion, wo der Stoff verbraucht wird
  • ein Reaktionsprodukt entziehen → fördert die Reaktion, wo der Stoff entsteht
PNG Ammoniaksynthese Bildzoom schließen

Beispiel. Ammoniaksynthese.


3 H2 + N2 →← 2 NH3 ; ΔH = –92,4 kJ · mol–1
  • Temperaturerniedrigung → fördert die exotherme Hinreaktion [Praxis 450-550°C, da Arbeitstemperatur des Katalysators]
  • Katalysator [Eisen] beschleunigt die Reaktion [Hin- und Rückreaktion], so dass ökonomischer gearbeitet werden kann
  • Druckerhöhung → fördert die Hinreaktion [Volumenabnahme von 4 mol Gasen vor und 2 mol Gas nach der Reaktion mit V ~ n]
  • Wasserstoff im Überschuss → fördert die Hinreaktion; günstig, da Wasserstoff mit höherer Stoffmenge vertreten
  • Ammoniak ständig entziehen → fördert die Hinreaktion; Ammoniak wird ständig herausgekühlt

Tipp.

Erfahre auf unserer Homepage weitere Details zu Ethanol, Stickstoff, Ammoniak und Wasserstoff.

Downloads Gymnasium.

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