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Zusammenfassung

Das ganze Kapitel auf einen Blick — von der Reaktionsgeschwindigkeit bis zum Löslichkeitsprodukt, mit allen Formeln für die Klausur.

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Wie schnell? Kinetik

Die Reaktionsgeschwindigkeit beschreibt das Tempo, die Stoßtheorie erklärt, wovon es abhängt (2.1.1–2.1.3).

Reaktionsgeschwindigkeit (2.1.1)

Konzentrationsänderung pro Zeit; Sekante = Durchschnitt, Tangente = Moment, bei t = 0 am größten.

\(\bar v = -\Delta c(\text{Edukt}) : \Delta t\)

Einflussfaktoren (2.1.2)

Konzentration (bei Gasen Druck), Temperatur, Zerteilungsgrad, Katalysator; Variablenkontrolle beim Vergleich.

\(c \uparrow,\ \vartheta \uparrow,\ \text{Oberfläche} \uparrow \Rightarrow v \uparrow\)

Stoßtheorie (2.1.3)

Nur Stöße mit E ≥ EA und passender Orientierung sind wirksam.

Stoßzahl · Energieanteil · Orientierung

Temperatur (2.1.3)

Die Maxwell-Boltzmann-Verteilung wird breiter, der Anteil energiereicher Stöße wächst stark; die Stoßzahl kaum.

\(v_2 = v_1 \cdot 2^{\Delta\vartheta/10\,°\text{C}}\)
RGT-Regel
\(v(\vartheta + 10\,°\text{C}) \approx 2 \ldots 4 \cdot v(\vartheta)\)
Die Reaktionszeit sinkt um denselben Faktor, um den die Geschwindigkeit steigt.

Temperatur heißt nicht „mehr Stöße“

Die Stoßzahl steigt je 10 °C nur um knapp 2 %; die Verdopplung kommt vom wachsenden Anteil der Stöße mit E ≥ EA.

2

Das chemische Gleichgewicht

Im geschlossenen System laufen Hin- und Rückreaktion, bis beide gleich schnell sind; das MWG fasst den Zustand in einer Zahl (2.2.1–2.2.5).

Umkehrbare Reaktionen (2.2.1)

Hin- und Rückreaktion mit entgegengesetztem ΔrH; im offenen System läuft die Reaktion vollständig ab.

\(\Delta_r H_{\text{rück}} = -\Delta_r H_{\text{hin}}\)

Dynamisches Gleichgewicht (2.2.2)

Gleich schnell, nicht gleich konzentriert; von beiden Seiten erreichbar (Bodenstein, H₂ + I₂ ⇌ 2 HI).

\(v_{\text{hin}} = v_{\text{rück}} \neq 0\)

Lage und Richtung (2.2.4)

K ≫ 1 Produkte, K ≪ 1 Edukte; Q mit momentanen Werten zeigt, welche Reaktion überwiegt.

\(Q < K\): hin · \(Q > K\): rück

Rechnen (2.2.5)

Tabelle Anfang – Änderung – Gleichgewicht mit x; nur die GG-Zeile ins MWG; sinnvolle Lösung prüfen.

\(c_{\text{GG}} = c_0 \pm \nu \cdot x\)
Massenwirkungsgesetz (2.2.3)
\(K_c = \dfrac{c^d(\ce{D}) \cdot c^e(\ce{E})}{c^a(\ce{A}) \cdot c^b(\ce{B})}\)
Einheit \((\text{mol/L})^{\Delta n}\); für die Rückreaktion gilt \(K^{\prime} = 1/K\).

K sagt nichts über das Tempo

Eine riesige Gleichgewichtskonstante kann zu einer unmessbar langsamen Reaktion gehören — Lage und Kinetik sind getrennte Fragen.

3

Gleichgewichte beeinflussen

Zwänge ändern Q oder K; ein Katalysator ändert nur das Tempo. Haber-Bosch verbindet alles zum Kompromiss (2.3.1–2.3.4).

Konzentration und Druck (2.3.1)

Edukt zu / Produkt weg → rechts; Druck ↑ → Seite mit weniger Gasteilchen; K bleibt.

\(\ce{2 NO2 <=> N2O4}\)

Temperatur (2.3.2)

Einziger Zwang, der K ändert: Erwärmen begünstigt die endotherme Richtung.

\(\ln\frac{K_2}{K_1} = -\frac{\Delta_r H^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)\)

Katalysator (2.3.3)

Senkt EA für Hin- und Rückreaktion gleich; das Gleichgewicht stellt sich schneller ein, K bleibt.

\(K = \frac{f \cdot k_{\text{hin}}}{f \cdot k_{\text{rück}}}\)

Haber-Bosch (2.3.4)

Exotherm, 4 → 2 Gasteilchen: hoher Druck, ≈ 450 °C wegen Fe-Katalysator, NH₃ auskondensieren, Kreislauf.

\(\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}\)
Prinzip von Le Chatelier
Zwang → Verschiebung, die die Wirkung des Zwangs verringert
Zugabe, Entzug und Druck ändern Q; nur die Temperatur ändert K.

Der Kompromiss ist ein Tempo-Kompromiss

Bei 450 °C ist die Lage schlechter als bei 200 °C — die Temperatur wird gewählt, damit der Katalysator schnell genug arbeitet.

4

Heterogene Gleichgewichte und Löslichkeit

Feststoffe stehen nicht im MWG; übrig bleibt beim Salz das Produkt der Ionenkonzentrationen (2.4.1, 2.4.2).

Gesättigte Lösung (2.4.1)

Bodenkörper im dynamischen Gleichgewicht mit den Ionen; c hängt nicht von der Bodenkörpermenge ab.

\(\ce{CaSO4(s)}\) \(\ce{<=> Ca^2+ + SO4^2-}\)

Feststoffe im MWG (2.4.1)

Konstante „Konzentration“ wird in K aufgenommen; offener Kalkofen: CO₂ entweicht, vollständige Zersetzung.

\(K_c = c(\ce{CO2})\)

Löslichkeit berechnen (2.4.2)

AB: L = √KL; AB₂: KL = 4L³. Vergleich über KL nur bei gleichem Formeltyp.

\(L = \sqrt[3]{K_L/4}\)

Fällen (2.4.2)

Nach dem Mischen verdünnen, Ionenprodukt Q bilden; Q > KL → Niederschlag. Gleichioniger Zusatz senkt L.

\(Q > K_L \Rightarrow\) Fällung
Löslichkeitsprodukt
\(K_L(\ce{A_mB_n}) = c^m(\ce{A}) \cdot c^n(\ce{B})\)
pKL = −lg KL: je größer pKL, desto schwerer löslich (bei gleichem Formeltyp).

Verdünnen beim Mischen nicht vergessen

Werden zwei Lösungen gemischt, sinken beide Konzentrationen — erst danach das Ionenprodukt mit KL vergleichen.