gleichgewicht.htm

Reaktionsgeschwindigkeit

Chemische Reaktionen laufen unterschiedlich schnell ab. Beispiel für extrem schnell ablaufende Reaktionen:

Neutralisation:
- Die Wasserbildung bei der Reaktion:
  NaOH + HCl - Na⁺Cl^- + H₂O H< 0
- Die Bildung von BaSO₄ bei der Reaktion
  H₂SO₄ + BaCl₂ - BaSO₄ + 2 HCl
Äußerst langsam laufen folgende Reaktionen ab:
- Wasserbildung:
  2H₂ + O₂ 2 H₂O
- Das Rosten von Eisen an der Luft:
4Fe + 3O₂ - 2 Fe₂O₃
Langsam ablaufende Reaktionen:
- Alkohol + Carbonsäure - Ester + Wasser

Was versteht man unter der Reaktionsgeschwindigkeit?

Reaktionsgeschwindigkeit = umgesetzte-Stoffmenge-[mol] Zeit Reaktionsgeschwindigkeit = Zunahme-der Menge-des-Endproduktes Zeit Reaktionsgeschwindigkeit = Konzentrations¨anderung- Zeit c(t+-Dt)---c(t) v = Dt Dc- v = Dt

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig von der Art der Stoffe.

Gleiche Mengen Salzsäure gleicher Konzentration werden mit unterschiedlichen Metallen vermischt. Sie reagieren unterschiedlich schnell.

Cu (Pulver) + HCl ==> reagiert kaum
Fe + HCl ==> geringe Gasentwicklung
Zn + HCl ==> mittel
Mg + HCl ==> heftig

gleiche Mengen, gleiche Konzentration

gleiche Mengen, unterschiedliche Konzentration

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig vom Zerteilungsgrad (Oberfläche) der Reaktionsteilnehmer.

Zusammenhang zwischen Konzentration und Reaktionsgeschwindigkeit

Bimolekulare Reaktion: 2 A - C

Erklärung:

$( ) n = n(n---1)(n---2)...(n--k-+-1) k 1.2 .3.... .k (49 ) 49-.48.47.46-.45.44 6 = 1 .2.3.4 .5.6 = 49 .47.46.44 .3 = 13983816$

Für große Teilchenzahlen folgt:
$2 v ~ n 2 v ~ [c(A)] v = k .[c(A)]2$
Trimolekulare Reaktion: 2 A + B - C

Für große Teilchenzahlen folgt:
$v ~ n2m v ~ [c(A)]2 .c(B) 2 v = k .[c(A)] .c(B)$
Reaktion vom Typ: 3A + B - C
Für große Teilchenzahlen folgt:
$v ~ n3m 3 v ~ [c(A)] .c(3B) v = k .[c(A)] .c(B)$
Reaktion vom Typ: 3A + 2B - C
Für große Teilchenzahlen folgt:
$v ~ n3m2 3 2 v ~ [c(A)] .c(B) v = k .[c(A)]3 .c(B)2$

3H₂ + N₂ 2NH₃
$3 v1 = k1 .[c(H2)] .2c(N2)] v2 = k2 .[c(NH3)]$

Im Gleichgewichtszustand gilt: v₁ = v₂

$k1[c(H2)]3 .c(N2)]) = k2[(N H3)]2 k [c(NH )]2 -1 = -----33--.c(N2) k2 [c(H2)] K = [c(NH3)]2-.c(N2) [c(H2)]3$

Diese Formel stellt das sogenannte Massenwirkungsgesetz dar für diese spezielle Reaktion. Eine umkehrbare Reaktion führt in einem abgeschlossenen System nicht zu einer vollständigen Umsetzung, sondern zu einem Gleichgewicht. Dabei ist es gleichgültig, ob man von den Stoffen der linken oder der rechten Seite der Reaktionsgleichung ausgeht. Die Reaktion kommt äußerlich zum Stillstand bevor die Ausgangsstoffe ganz verbraucht sind. Im Gleichgewichtszustand sind alle am Gesamtvorgang beteiligten Stoffe in einem ganz bestimmten Mengenverhältnis enthalten.

Allgemein gilt:

n .A+ m .B + l.C + ... <-- --> r.X + s .Y + t.Z + ... r s t v2 = k2 .[c(x)] .[c(Y)] .[c(Z)] .... v1 = k1 .[c(A)]n .[c(B)]m .[c(C)]l .... -[c(x)]r .[c(Y-)]s .[c(Z)]t .... K = [c(A)]n .[c(B)]m .[c(C)]l ....

Bei Gleichgewichtsreaktionen besitzt der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationspotenzen der Endstoffe und dem Produkt der Konzentrationsprozesse der Ausgangsstoffe im Gleichgewichtszustand bei gegebener Temperatur einen bestimmten für die betreffende Reaktion charakteristischen Wert K, nämlich die Massenwirkungskonstante.

Verschiebung des Gleichgewichts durch Änderung der Konzentration eines Ausgangsstoffes

Fe³+ + 3 SCN^- Fe(SCN)₃ (rot)

Bei Erhöhung der Konzentration eines Ausgangsstoffes verschiebt sich das chemische Gleichgewicht zugunsten in Richtung des Endproduktes.

3 } Zugabe von Fe +--Ionen ==> Rotf¨arbung --> Es entstand weiteres Fe(SCN)3. Zugabe von SCN -Ionen ==> Rotf¨arbung

Durch Entfernen eines Endstoffes wird das Gleichgewicht ebenfalls gestört. Aus noch vorhandenen Ausgangsstoffen bilden sich solange Endstoffe bis der Quotient aus den Massenwirkungsprodukten wieder der Gleichgewichtskonstanten entspricht.

Prinzip von Le Chatellier (1884) - Prinzip vom kleinsten Zwang

Wird auf einem sich im Gleichgewicht befindlichen Systems durch Änderung der äußerem Bedingungen (Temperaturerhöhung/Druckerhöhung) ein Zwang ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, daß es dem Zwang ausweicht. So stellt sich ein Gleichgewicht bei verminderndem Zwang ein.

3H₂ + N₂ 2NH₃ H = 91
Fe³⁺ + 3SCN^- - Fe(SCN)₃

Eine Erhöhung des Druckes begünstigt die Ammoniakbildung. Aus 4 Raumteilen Ausgangssubstanz entstehen 2 Raumteile des Endproduktes. Eine Temperaturerhöhung begünstigt den Zerfall von Ammoniak.

Allgemein gilt:

Eine Temperaturerhöhung hemmt die exotherme Richtung und eine Temperaturerniedrigung begünstigt diese. Eine Druckerhöhung begünstigt die Reaktionsrichtung, bei der die Stoffe einen geringeren Raumbedarf haben.

Chemisches Gleichgewicht

Erklärung: