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3.4 Energieumsatz bei Reaktionen

Versuch: Verbrennen eines Stückes Holz

Beobachtung: Energie wird freigesetzt in Form von Wärme.

Jede Reaktion ist mit einem Energieumsatz gekoppelt. Reaktionen, bei denen Energie (meist als Wärme) frei wird, nennt man exotherm.

Beispiel Wasser 2H2 + O2 --> 2H2O + Energie

Der Energieumsatz einer Reaktion kann so gemessen werden, daß die Energie nur in Form von Wärme freigesetzt wird. Den Energieunterschied zwischen den Edukten und den Produkten nennt man dann Reaktionsenthalpie ΔH. (Werte gelten für Druck von1013 mbar und Temp. von 25°C und Stoffmenge von 1 mol)

(thalpos = Wärme, en = darin)

(H von engl. heat)

2H2 + O2 --> 2H2O ΔH = - 572,04 kJ (für 2 mol Wasser = 36 g)

ΔH ist negativ, wenn die Ausgangsstoffe Energie verlieren. ΔH ist positiv, wenn die Ausgangsstoffe Energie gewinnen.

ΔH wird immer für die Stoffmenge 1 mol angegeben. Für das Bsp. Wasser schreibt man also:

H2 + 1/2O2 --> H2O ΔH = - 286,02 kJ

"1 mol Wasserstoff und 0,5 mol Sauerstoff reagieren zu 1 mol Wasser."

Anmerkung: Formeln mit Faktoren < 1 darf man schreiben, wenn man Stoffmengen meint, nicht wenn man Atome meint (es gibt keine halben Atome).

Endotherme Reaktion: Energie wird aufgenommen.

Versuch: Zersetzung von Wasser mittels Elektrolyse

H2O --> H2 + 1/2O2 ΔH = + 286,02 kJ

Ergebnis: Bei der Zersetzung von Wasser wird genauso viel Energie verbraucht, wie bei der Bildung von Wasser frei wird. Es gilt der Satz von der Erhaltung der Energie.

 

 

Aktivierungsenergie

Beobachtung: die Verbrennung von Holz oder Wasserstoff läuft nicht von alleine, zum Auslösen der Reaktion braucht es Aktivierungsenergie.

Energiediagramm einer exothermen Reaktion

 

Energie

kJ

 

 

 

 

 

 

 

 

Zeit (sec)

 

Energiediagramm einer endothermen Reaktion

 

 

Energie

kJ

 

 

 

 

 

 

 

 

Zeit (sec)

 

 

Katalysatoren

Versuch:2 H2O2 + Kartoffelmus (Kartoffeln reiben)--> 2H2O + O2 + Kartoffelmus

Glimmspanprobe!

H2O2 zersetzt sich an der Luft langsam in Wasser und Sauerstoff. Mit einem Katalysator (Kartoffeln enthalten den Bio-Katalysator Katalase) wird die Reaktion erheblich beschleunigt. Ein Katalysator verbraucht sich bei der Reaktion nicht. Er liegt nach der Reaktion unverändert vor.

Energiediagramm mit Katalysator

 

 

Energie

kJ

 

 

 

 

 

 

 

 

Zeit (sec)

Katalysatoren senken die Aktivierungsenergie.

Homogene Katalyse: gleicher Aggregatzustand von Katalysator und Reaktionssystemen (Katalysator kann mit einem Edukt eine Zwischenverbindung bilden).

Heterogene Katalyse: verschiedene Aggregatzustände von Katalysator und. Reaktionssystem (z.B. Abgas-Katalysator). Katalysator bewirkt eine Aufweitung beziehungsweise Lockerung von Bindungen.

 

3.5 Die Reaktionsgeschwindigkeit (bei gelösten und gasförmigen Stoffen)

V: Katalytische Zersetzung von H2O2 mit MnO2 (Braunstein)

Zeichnung Nachweis von O2 mit der Glimmspanprobe

 

 

H2O2 --> H2O + ½ O2 (exotherme Reaktion)

Frage: wie verändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit im Lauf der Zeit?

wie kann man dies grafisch darstellen?

c

(mol/l)

 

 

 

 

 

t (s)

Allgemein gilt:

Die Reaktionsgeschwindigkeit v ist die Konzentrationsänderung ∆c pro Zeit t.

v = ∆c/∆t (in mol/l*s)

bei abnehmender Konzentration eines Stoffes während der Reaktion (wie bei diesem Versuch mit H2O2) negatives Vorzeichen: v = - ∆c(H2O2)/∆t

(Bsp. H2 + I2(g) --> 2 HI bei 356°C v(H2) = 2,53 mmol/l*s (bei 1 mol Ausgangskonz.))

 

Frage: bleibt v im Laufe der Reaktion konstant?

-> nein, wird geringer, da c abnimmt.

Wovon hängt die Geschwindigkeit einer Reaktion ab?

  1. Blitzreaktionen verlaufen "unmessbar" schnell,
    z.B. Reaktion von Bariumdichloridlösung mit Dinatriumsulfatlösung

Versuch 1:

 


Beobachtung: weißer Niederschlag

Erklärung: das schwer lösliche Bariumsulfat ist entstanden (Nachweis für Sulfationen!)

 

2. Meßbar verlaufende Reaktionen

Versuch 2: 10 %iges Wasserstoffperoxid mit einer Spatelspitze des Katalysators Braunstein versetzen

 

 

 

Beobachtung: zunächst zersetzt sich Wasserstoffperoxid heftig, dann immer langsamer

Folgerung: hohe RG bei hoher Konzentration, niedrige RG bei niedriger Konzentration

Wovon hängt die Reaktionsgeschwindigkeit bei diesen zwei Reaktionen ab?

Die RG hängt von der Art der Stoffe ab und von der Konzentration der Edukte.

 

3. Bei Zimmertemp. nicht ablaufende Reaktionen, z.B. Knallgasreaktion

 

Frage: wovon hängt die Geschwindigkeit sonst noch ab?

Versuch 3: eine Hefesuspension produziert Kohlendioxid aus Zucker bei 2 verschiedenen Temperaturen

 

 

Beobachtung: schnellere Gasentwicklung bei höherer Temperatur

Für die Reaktionsgeschwindigkeit (bei nur einem Edukt) gilt:

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umso größer, je größer die Geschwindigkeitskonstante k einer Reaktion ist, und je höher die Konzentration des Ausgangsstoffes ist. v = k * c(A)

k ist von der Temperatur abhängig (wir bei höherer Temperatur größer).

Da sich die Konzentrationen der Stoffe während der Reaktion laufend verändern, verändert sich auch v laufend.

Bei einer Reaktion des Typs A + B --> C + D (Reaktion 2. Ordnung mit zwei Edukten) mit vollständiger Umsetzung heißt die Gleichung


v = k * c(A) * c(B)

 

(Beispiel: H3O+ + OH- --> 2 H2O bei 25°C wenn c(H3O+) und c(OH-) = 1 mol/l

k = 1,5*1011 l/mol*s

è v = 1,5*1011 l/mol*s*1 mol/l * 1 mol/l = 1,5*1011 mol/l*s è sehr schnell!)

Versuch 4: Verbrennen von Ethanol ohne und mit Zerstäubung

 

 

Beobachtung: v ist größer bei höherem Zerteilungsgrad (weiteres Beispiel nennen: Holz brennt, Staub kann explodieren)

 

Zusammenfassung Reaktionsgeschwindigkeit

RG abhängig von

Beschleunigung durch

Ursache der Beschleunigung (erst nach Stoßtheorie ausfüllen)

Art eines Stoffes (k)

   

Konzentration

höhere K.

mehr Zusammenstöße der Teilchen

Temperatur2

höhere T.

Bewegungsenergie der Teilchen erhöht

Katalysatoren

Einsatz von Kat.

AE wird herabgesetzt (z.B. durch Lockerung von Bindungen)

Zerteilungsgrad

höherer Z.

mehr Zusammenstöße möglich

 

2RGT (Reaktionsgeschwindigkeits-Temperatur)-Regel (nach Van´t Hoff)

Eine Temp.erhöhung um 10 K erhöht die RG um das Doppelte.

 

 

3.6 Chemisches Gleichgewicht

Die meisten chem. Reaktionen sind umkehrbar, z.B.

H2 + I2 --> 2 HI | Δ H = -10,5 kJ

2 HI --> H2 + I2 | Δ H = +10,5 kJ

Bei 300°C liegt 19% des Gemisches in Form der Elemente vor, 81 % als HI, egal ob man von den Elementen oder dem HI ausgeht!

Chemisches Gleichgewicht: Edukte und Produkte bestehen nebeneinander in einem bestimmten Mengenverhältnis. Es handelt sich um ein dynamisches Gleichgewicht, da Hinreaktion und Rückreaktion parallel ablaufen (es spalten sich immer einige Produkte, gleichzeitig reagieren die Edukte miteinander. Das Gleichgewicht hat sich eingestellt, wenn das Mengenverhältnis von Edukten und Produkten gleich bleibt.

Hinreaktion

H2 + I2 ========= 2 HI

Rückreaktion

 

3.7 Die Entropie

Frage: weshalb gibt es überhaupt eine Rückreaktion, wenn doch die Hinreaktion exotherm verläuft?

ob eine Reaktion abläuft, bestimmt neben dem Energieprinzip (Streben nach minimaler Energie) auch noch das Entropieprinzip ("Prinzip vom Streben nach Zunahme der molekularen Unordnung bzw. Bewegungsfreiheit") (entrepein, gr. = umkehren)

 

3.8 Das Massenwirkungsgesetz

Hinreaktion

H2 + I2 --> 2 HI

Rückreaktion

für die Reaktionsgeschwindigkeiten gilt:

vhin = khin * c(H2) * c(I2)

vrück = krück * c(HI) * c(HI)

 

im chem. Gleichgewicht ist die Hinreaktion gleich groß wie die Rückreaktion, also gilt

vhin = vrück

umgeformt:

khin c(HI) * c(HI) Produkte oben!
----------------          = K (Gleichgewichtskonstante)
krück c(H2) * c(I2)

 

Das Massenwirkungsgesetz beschreibt das Verhältnis der Konzentrationen von Edukten und Produkten. Es erlaubt Berechnungen, wieviel Produktmenge man bei einer best. Startkonzentration erhalten kann.

K(HI-Bildung) = 0,67*102 (bei 356°C)

Bsp.: c(H2) = 1 mol/l

c(I2) = 1 mol/l

c(HI) = √0,67*102 * 1 mol2/l2 = 8,19 mol/l (= 1048 g HI/mol)

 

3.8.1 Beeinflussung von chem. Gleichgewichten

am Beispiel der Ammoniaksynthese (Ausgangsprodukt für Düngemittel, Sprengstoffe, Kunststoffe)

N2 + 3 H2 --> 2 NH3 ∆H = -92,6 kJ (aber N ist träge, viel AE nötig)

höhere Konzentration der Edukte --> Konz. der Produkte nimmt zu
höherer Druck --> Produkte begünstigt, da kleineres Volumen
Temp.steigerung begünstigt die endotherme Richtung, also die Edukte
(hier ist ein Kompromiss nötig zur hohen AE)

--> Haber-Bosch-Verfahren

allgemein gilt das
Prinzip von Le Chatelier: Prinzip der Flucht vor dem Zwang

Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System einen Zwang (durch T, p, c) aus, so versucht es, dem Zwang auszuweichen.