Übung AFB III

Musterlösung: Mehl reagiert mit Sauerstoff nur an seiner Oberfläche. Im Haufen ist die Oberfläche klein, die meisten Teilchen liegen innen und haben keinen Kontakt zur Luft. Als Staub ist jedes Mehlteilchen von Luft umgeben — der Zerteilungsgrad und damit die Oberfläche sind enorm groß.

Nach der Stoßtheorie steigt damit die Zahl der Zusammenstöße zwischen Mehl- und Sauerstoffteilchen pro Zeit, also auch die Zahl der wirksamen Stöße: Die Reaktion wird sehr schnell. Die frei werdende Wärme erhöht die Temperatur, wodurch der Anteil der Teilchen mit ausreichender Energie weiter wächst — die Reaktion beschleunigt sich selbst bis zur Explosion.

Musterlösung: Nach der Stoßtheorie reagieren nur Teilchen, die mit ausreichender Energie (mindestens der Aktivierungsenergie \(E_A\)) und in geeigneter Orientierung zusammenstoßen — wirksame Stöße. Die Gesamtzahl der Stöße wächst beim Erwärmen um \(10\,\mathrm{K}\) nur wenig, weil die Teilchen nur etwas schneller werden.

Die Energieverteilung verschiebt sich aber zu höheren Energien: Der kleine Anteil der Teilchen, deren Energie über \(E_A\) liegt, wächst dabei überproportional — etwa auf das Doppelte. Deshalb verdoppelt sich die Zahl der wirksamen Stöße und damit die Reaktionsgeschwindigkeit, obwohl die Stoßzahl insgesamt kaum steigt.

Musterlösung: Die Reaktion ist umkehrbar: Branntkalk und Kohlenstoffdioxid können wieder Calciumcarbonat bilden. Im offenen Ofen wird das \(\ce{CO2}\) mit den Abgasen fortlaufend entfernt. Die Rückreaktion kann deshalb kaum ablaufen, die Hinreaktion läuft bis zum vollständigen Umsatz.

Im verschlossenen Behälter (geschlossenes System) reichert sich \(\ce{CO2}\) an. Mit steigender Konzentration läuft die Rückreaktion immer schneller, bis Hin- und Rückreaktion gleich schnell sind: Es stellt sich ein Gleichgewicht ein, in dem neben \(\ce{CaO}\) und \(\ce{CO2}\) weiterhin \(\ce{CaCO3}\) vorliegt.

Musterlösung: Wäre das Gleichgewicht ein Stillstand, blieben die markierten Iodatome im zugegebenen \(\ce{I2}\). Dass sie im \(\ce{HI}\) auftauchen, zeigt: Auch im Gleichgewicht reagieren \(\ce{I2}\)-Moleküle mit \(\ce{H2}\) zu \(\ce{HI}\) — die Hinreaktion läuft weiter.

Da sich die Konzentrationen trotzdem nicht ändern, muss gleichzeitig ebenso viel \(\ce{HI}\) wieder zu \(\ce{H2}\) und \(\ce{I2}\) zerfallen (\(v_{\text{hin}}=v_{\text{rück}}\)); dabei gelangt markiertes Iod mit der Zeit auch zurück ins \(\ce{I2}\). Das chemische Gleichgewicht ist also dynamisch.

Musterlösung: Die Aussage ist falsch. \(K_c\) beschreibt nur die Lage des Gleichgewichts, also das Verhältnis der Konzentrationen, das sich am Ende einstellt: Bei \(K_c>10^{80}\) liegt das Gleichgewicht praktisch vollständig auf der Seite des Wassers.

Wie schnell dieser Zustand erreicht wird, hängt von der Aktivierungsenergie und der Temperatur ab. Bei der Knallgasreaktion ist \(E_A\) hoch; bei Raumtemperatur haben fast keine Moleküle genug Energie, das Gemisch bleibt unverändert. Erst ein Funke oder ein Katalysator (Platin) startet die Reaktion. Lage und Geschwindigkeit sind also unabhängig voneinander.

Musterlösung: In der geschlossenen Flasche stehen gelöstes und gasförmiges \(\ce{CO2}\) bei hohem Druck im Gleichgewicht. Beim Öffnen entweicht das Gas, der \(\ce{CO2}\)-Druck (die Konzentration des Gases) über dem Wasser sinkt stark. Das System weicht aus, indem es gasförmiges \(\ce{CO2}\) nachbildet: Gelöstes \(\ce{CO2}\) perlt als Bläschen aus.

Das Lösen ist exotherm, die Rückreaktion (Ausgasen) also endotherm. Eine höhere Temperatur begünstigt die endotherme Richtung: Im Gleichgewicht ist in warmem Wasser weniger \(\ce{CO2}\) gelöst. Warmes Mineralwasser verliert deshalb schneller seine Kohlensäure.

Musterlösung: Beim Erwärmen wird die Lösung blau, es liegt also mehr \(\ce{[CoCl4]^2-}\) vor: Die Hinreaktion wird begünstigt. Nach Le Chatelier begünstigt eine Temperaturerhöhung die endotherme Richtung — die Hinreaktion ist endotherm, \(\Delta_r H>0\). Im Eisbad wird entsprechend die exotherme Rückreaktion begünstigt (rosa).

Da im Gleichgewicht nach dem Erwärmen mehr Produkte und weniger Edukte vorliegen, wird der Bruch im Massenwirkungsgesetz größer: \(K_c\) steigt mit der Temperatur. Anders als bei einer Konzentrationsänderung ändert sich hier die Konstante selbst.

Musterlösung: Der Katalysator senkt die Aktivierungsenergie der Hin- und der Rückreaktion um denselben Betrag, weil Edukt- und Produktniveau gleich bleiben. Beide Reaktionen werden gleich stark beschleunigt, \(K_c\) und damit die Gleichgewichtslage (der Ammoniakanteil im Gleichgewicht) ändern sich nicht. Die Aussage ist falsch.

Unverzichtbar ist er, weil sich das Gleichgewicht ohne Katalysator bei moderaten Temperaturen praktisch nicht einstellt: \(\ce{N2}\) ist sehr reaktionsträge. Mit Katalysator ist die Reaktion schon bei etwa \(450\,{}^\circ\mathrm{C}\) schnell genug. Eine noch höhere Temperatur wäre zwar schneller, würde aber die Ausbeute der exothermen Reaktion stark senken. Der Katalysator verkürzt also die Zeit bis zum Gleichgewicht und ermöglicht eine günstigere Temperatur.