Umkehrbare chemische Reaktionen.

Hier erfährst Du verschiedene Dinge zur Reaktionsgeschwindigkeit, zu Katalysatoren und dem chemischen Gleichgewicht sowie dessen Beeinflussung.

Stoffmengenkonzentration
  • Stoffmengenkonzentration [kurz Konzentration] Angabe für die Zusammensetzung eines Stoffgemisches; kennzeichnet die Stoffmenge in einem bestimmten Volumen
  • Tipp →Sie kann auch auf das Gemisch von Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten bei chemischen Reaktionen angewandt werden und ist somit für die Beurteilung der Reaktionsgeschwindigkeit bedeutsam.
  • Definition
    Stoffmengenkonzentration Berechnung Einheit
    Quotient aus Stoffmenge und Volumen einer Stoffprobe mol/L (auch mol·L-1)
  • Stoffmengenkonzentration und Masse
    aus und ergibt sich
  • Änderung der Konzentrationen der Stoffe bei chemischen Reaktionen → Die Konzentrationen der Ausgangsstoffe c(A) nehmen bei chemischen Reaktionen ab, die der Reaktionsprodukte c(R) zu.
  • Konzentration wässriger Lösungen → Angabe 2M HCl (sprich "2-molare Salzsäure") oder 0,1 M NaOH kennzeichnet die Konzentration der Lösung, hier c(HCl) = 2 mol/L bzw. c(NaOH) = 0,1 mol/L
    Lösungen bekannter Konzentration nennt man auch Maßlösungen
  • Beispiel
    Aufgabe Rechnung
    Welche Konzentration hat eine Natronlauge, wenn 80 Gramm Natriumhydroxid in 1 Liter Aqua dest. gelöst wurden?
Reaktionsgeschwindigkeit
  • Zeitlicher Verlauf chemischer Reaktionen → chemische Reaktionen verlaufen unterschiedlich schnell
    Schnelligkeit Beispiele
    sehr schnell Explosion eines Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisches
    2 H2 + O2 2 H2O ; ΔH = -571,8 kJ/mol
    schnell Reaktion eines Magnesiumspanes mit verdünnter Salzsäure
    Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 ; ΔH = -634 kJ/mol
    langsam Zerfall von Wasserstoffperoxid durch Lichteinwirkung
    2 H2O2 2 H2O + O2 ; ΔH = -98,02 kJ/mol
  • Freiwilligkeit chemischer Reaktionen [Spontaneität] es gibt spontane [freiwillig ablaufend] sowie nicht spontane Reaktionen [nicht freiwillig ablaufend]
    Freiwilligkeit Beispiele
    spontan [freiwillig] und exotherm Zerfall von Wasserstoffperoxid durch Licht- oder Katalysatoreinwirkung
    2 H2O2 2 H2O + O2 ; ΔH = -98,02 kJ/mol
    spontan [freiwillig] und endotherm Lösen von Natriumchlorid in Wasser [Dissoziation]
    NaCl Na++ Cl- ; ΔH = +4 kJ/mol
    nicht spontan [nicht freiwillig] Zerlegen von Wasser durch elektrischen Strom [Elektrolyse]
    2 H2O 2 H2 + O2 ; ΔH = +571,8 kJ/mol
  • Reaktionsgeschwindigkeit → Definitionen
    Reaktionsgeschwindigkeit Berechnung
    Eine chemische Reaktion verläuft umso schneller, je größer die Änderung der Konzentration in einer bestimmten Zeit ist. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist also der Quotient aus der Konzentrationsänderung in der dafür benötigten Zeitspanne:
  • Grafische Darstellung
    Im Verlauf der chemischen Reaktion nimmt
    die Konzentration der Ausgangsstoffe c(A) ab,
    und die der Reaktionsprodukte c(R) zu, aber nicht gleichmäßig.
    [Konzentrations-Zeit-Diagramm]
    [Diagramm lässt sich durch Anklicken vergrößern]
Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit
  • Veränderung der Reaktionsgeschwindigkeit → Die Reaktionsgeschwindigkeit lässt sich durch die Veränderung der Reaktionsbedingungen beeinflussen ...
    Reaktionsbedingungen Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit
    Temperatur Eine Temperaturerhöhung bewirkt stets eine Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit.
    (Eine Temperaturerhöhung um 10°C bewirkt meist eine Verdopplung der Geschwindigkeit.)
    Druck Gasreaktionen mit Volumenänderung [erkennbar an Stoffmengenänderungen von gasförmigen Reaktionspartnern] können durch geeignete Druckänderungen beschleunigt werden.
    Konzentration Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umso höher, je größer die Konzentration des bzw. eines Ausgangsstoffes ist.
    Zerteilungsgrad Je höher der Zerteilungsgrad, umso so höher die Reaktionsgeschwindigkeit.
  • Beispiel → Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure]
    Zn + 2 HClZnCl2 + H2 ; exotherm
    Diese exotherme Reaktion läuft schon bei Zimmertemperatur relativ schnell, kann aber durch Erwärmung noch wesentlich beschleunigt werden. Verwendet man statt stark verdünnter Salzsäure eine konzentriertere Säure, so verläuft der Vorgang ebenfalls schneller. Andererseits reagiert Zinkpulver infolge größerer Oberfläche [höherer Zerteilungsgrad] schneller als große Zinkstücke. Da ein Gas entsteht, lässt sich außerdem feststellen:  Je niedriger der Druck, umso höhere Reaktionsgeschwindigkeit.
  • weitere Faktoren → Auch Katalysatoren beeinflussen die Reaktionsgeschwindigkeit. Mehr dazu hier.
vollständiger und unvollständiger Stoffumsatz
  • Erläuterungen und Beispiele
    vollständiger Stoffumsatz unvollständiger Stoffumsatz
    Ausgangsstoffe werden komplett zu Reaktionsprodukten umgesetzt [keine Rückreaktion, nicht umkehrbar]. Kein vollständiger Stoffumsatz [noch Ausgangsstoffe nachweisbar] – Reaktionsprodukte reagieren wieder unter Bildung der Ausgangsstoffe: umkehrbare chemische Reaktion [bestehend aus Hin- und Rückreaktion; Einstellung eines chemischen Gleichgewichts]
    Zn + 2 HClZnCl2 + H2 ; exotherm
    einfacher Reaktionspfeil
    CO2 + H2O H2CO3 ; exotherm
    Doppelpfeil
    Abbildungen zum Vergrößern anklicken! tE = Einstellzeit des chemischen Gleichgewichts
Chemisches Gleichgewicht
  • Einstellung des chemischen Gleichgewichts → bei umkehrbaren chemischen Reaktionen [d.h. mit unvollständigem Stoffumsatz] stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein ...
  • Erläuterungen ↓ Diagramm zum Vergrößern anklicken!
    Konzentrations-Zeit-Diagramm Chemisches Gleichgewicht
    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


    tE = Einstellzeit des chemischen Gleichgewichts
Prinzip von Le Chatelier
  • Prinzip von Le Chatelier und Braun → Prinzip vom kleinsten Zwang → umfasst Regeln, wie man umkehrbare chemische Reaktionen beeinflussen kann; es besagt ...
    "Übt man auf ein chemisches System im Gleichgewicht einen Zwang aus, so reagiert es so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird."
    Eine Änderung von Reaktionsbedingungen [p, T, c] verändert die Lage des Gleichgewichts zu Gunsten oder Ungunsten der Konzentration bestimmter Stoffe.
  • Info → Die Regeln wurden zwischen 1884 und 1888 von Henry Louis Le Chatelier [1850-1936] und Ferdinand Braun [1850-1918] formuliert.
  • grundlegende Regeln
    Maßnahme (Änderung der Reaktionsbedingungen) Wirkung
    Temperaturerniedrigung fördert die exotherme Reaktion
    Temperaturerhöhung fördert die endotherme Reaktion
    Druckerniedrigung
    (nur bei Gasreaktionen mit Volumenänderung)
    fördert die Reaktion mit Volumenzunahme
    (c ~ n, an Zunahme der Stoffmenge erkennbar)
    Druckerhöhung
    (nur bei Gasreaktionen mit Volumenänderung)
    fördert die Reaktion mit Volumenabnahme
    (c ~ n, an Abnahme der Stoffmenge erkennbar)
    Konzentration eines Ausgangsstoffes im Überschuss fördert die Teilreaktion, wo dieser Stoff verbraucht wird

    Konzentration eines Reaktionsproduktes aus Gleichgewicht entziehen

    fördert die Teilreaktion, wo dieses Produkt entsteht
  • Katalysatoren und chemisches Gleichgewicht → beschleunigen Hin- und Rückreaktion gleichermaßen [kein Einfluss auf die Gleichgewichtslage]
  • Beispiel → Ammoniaksynthese
    3 H2 + N2 2 NH3 ; ΔH = -92,4 kJ/mol [in Anwesenheit eines Katalysators]
    Änderung der Reaktionsbedingungen Auswirkung theoretisch (nach Le Chatelier) Praktische Ammoniaksynthese
    Temperaturerniedrigung fördert Hinreaktion [da exotherm] praktisch bei ca. 450-550°C, da sonst der Katalysator nicht arbeitet
    Druckerhöhung fördert Hinreaktion [da Volumenabnahme; siehe 4 mol Gase vor und 2 mol Gase nach der Reaktion hoher Druck wird auch in der Praxis angewandt [ca. 250-350 bar]
    Entzug des Reaktionsprodukts fördert Hinreaktion [Ammoniak müsste entzogen werden] Ammoniak ständig herausgekühlt aus dem Stoffkreislauf und nicht umgesetzte Ausgangsstoffe zurückgeführt
    Ausgangsstoff im Überschuss Überschuss an Stickstoff günstig wird praktisch auch so gemacht [und nicht 3:1, wie es laut Reaktionsgleichung sein sollte]
    Katalysator [Eisen] beschleunigt die Reaktion [Hin- und Rückreaktion], so dass ökonomischer gearbeitet werden kann [benötigt allerdings eine Arbeitstemperatur, was die Rückreaktion etwas begünstigt - die Ausbeute mit Katalysator ist aber infolge höherer Reaktionsgeschwindigkeit dennoch besser]
    Verfahrensfließbild
    Verfahrensschema Ammoniaksythese
    Quelle: Hoechst AG Folienserie 4 "Vom Stickstoff zum Düngemittel" (Referat Schulinformation, Frankfurt am Main, Ausgabe 1987; für das Internet gescannt und bearbeitet)
    Bild zum Vergrößern anklicken!
Katalysatoren und Katalyse
  • Katalysator → Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, ohne selbst verbraucht zu werden [liegt nach der Reaktion wieder unverändert vor]
  • Inhibitor → Stoff, der eine chemische Reaktion verlangsamt bzw. hemmt oder verhindert
  • Biokatalysatoren → Enzyme [Eiweiße, die Stoffwechselreaktionen beschleunigen und dafür die Aktivierungsenergie senken]
  • Katalyse → chemische Reaktion unter Katalysatoranwesenheit
  • Eigenschaften von Katalysatoren ↓
    • beeinflussen die Reaktionsgeschwindigkeit
    • setzen die Aktivierungsenergie herab
    • werden nicht verbraucht [liegen nach der Reaktion wieder unverändert vor; wiederverwendbar; wird höchstens verunreinigt]
    • wirken auswählend [selektiv] ...
      • manche Katalysatoren beeinflussen verschiedene Reaktionen unterschiedlich
      • oft ist nur ein bestimmter Katalysator für eine Reaktion geeignet
    • bildet zeitweilig instabile Zwischenverbindungen mit den Ausgangsstoffen
    • beschleunigt Hin- und Rückreaktion bei Gleichgewichtsreaktionen und verkürzt die Einstellzeit des chemischen Gleichgewichts [beeinflusst aber die Gleichgewichtslage nicht]
  • Beispiel → Zerfall von Wasserstoffperoxid
    2 H2O2 2 H2O + O2 ; ΔH = -98,02 kJ/mol
    • sehr langsam durch Lichteinwirkung
    • sehr schnell durch Zugabe des Katalysators Braunstein [MnO2, Manganoxid], nutzbar zur labortechnischen Sauerstoff-Erzeugung
  • homogene Katalyse → Katalysator befindet sich mit Ausgangsstoffen in einer Phase
  • heterogene Katalyse → Katalysator bildet eine eigene [meist feste] Phase
Chemisches Gleichgewicht und seine Bedeutung
  • in der Natur → beispielsweise ...
    • Sauerstofftransport im Blut
      Hämoglobin + O2 Oxyhämoglobin ; exotherm
    • Aufbau und Abbau von Nährstoffen mit Hilfe von Enzymen, wie z.B. Disaccharid-Spaltung
      C12H22O11 + H2O 2 C6H12O6 ; endotherm
    • Energiebereitstellung für Stoffwechselprozesse und Energiespeicherung
      ADP + P ATP ; endotherm
  • in der Chemieindustrie → beispielsweise ...
    • Ammoniaksynthese [z.B. für Düngemittel, Salpetersäure, Kunststoffe etc.]
      3 H2 + N2 2 NH3 ; exotherm
    • Herstellung von Schwefeltrioxid als Vorstufe bei der Produktion von Schwefelsäure
      2 SO2 + O2 2 SO3 ; exotherm
    • Methanolsynthese
      CO + 2 H2 CH3OH ; exotherm
  • im Alltag → beispielsweise ...
    • Bildung und Zerfall von Kohlensäure
      CO2 + H2O H2CO3 ; exotherm
Hinweise und einige Fachbegriffe
  • Reaktionswärme exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] ΔH = -n kJ/mol; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kJ/mol; oft auch mit Q = ... statt ΔH angegeben [Q für Wärmemenge; exotherm: Q = -n kJ/mol bzw. endotherm Q = +n kJ/mol]; Schreibweise der Einheit kJ/mol auch als kJ · mol-1 möglich
    Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das Gegenteil]!
  • Reaktionswärmeangaben → erfolgt entweder als Wort [exotherm oder endotherm] nach der Reaktionsgleichung oder als Wärmemenge mit Q [exotherm: Q = -n kJ/mol bzw. endotherm Q = +n kJ/mol] bzw. Reaktionsenthalpie ΔH [exotherm: ΔH = -n kJ/mol bzw. endotherm ΔH = +n kJ/mol]; dabei steht n für eine beliebige Zahl
  • Aktivierungsenergie → Energie, die eine chemische Reaktion in Gang setzt [Licht, Wärme, Strom ...]
  • umkehrbare Reaktion → Einstellung eines chemischen Gleichgewichts zwischen Hin- und Rückreaktion; gekennzeichnet mit einem Doppelpfeil [mehr]
Quellenangaben
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  • Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung unserer Inhalte auch folgende Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, darüber hinaus das Schroedel-Lehrbuch Chemie heute SI [Ausgabe 2004, Sachsen] und das Schroedel-Lehrbuch Blickpunkt Chemie 10 [Ausgabe 2007, Sachsen] sowie die Folieserie 4 "Vom Stickstoff zum Düngemittel" der Hoechst AG von 1987. Zitate oder Kopien sind ggf. entsprechend gekennzeichnet.

Hinweise

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