Kinetik und Gleichgewicht: Zusammenfassung – Chemie Grundkurs

2.1 Reaktionsgeschwindigkeit

Wie schnell eine Reaktion läuft, entscheidet die Zahl der wirksamen Zusammenstöße pro Zeit.

Reaktionsgeschwindigkeit

Änderung der Konzentration (oder von Volumen/Masse) pro Zeit. Edukte mit Minuszeichen, damit \(v>0\).

\(\bar v=-\dfrac{\Delta c(\text{E})}{\Delta t}=\dfrac{\Delta c(\text{P})}{\Delta t}\)

Sekante und Tangente

Mittlere Geschwindigkeit = Steigung der Sekante; Geschwindigkeit zu einem Zeitpunkt = Steigung der Tangente. Sie nimmt meist ab, weil die Eduktkonzentration sinkt.

\(\bar v=\dfrac{\Delta V}{\Delta t}\)

Einflussfaktoren

Konzentration (bzw. Gasdruck), Temperatur, Zerteilungsgrad (Oberfläche) und Katalysator erhöhen die Geschwindigkeit.

RGT: \(+10\,\mathrm{K}\Rightarrow v\cdot2\ldots4\)

Stoßtheorie

Teilchen reagieren nur beim Zusammenstoß; wirksam ist ein Stoß mit \(E\ge E_A\) und passender Orientierung.

Stoßzahl \(\sim c(\ce{A})\cdot c(\ce{B})\)

Mittlere Reaktionsgeschwindigkeit

\(\bar v=\dfrac{|\Delta c|}{\Delta t}\)

Einheit \(\mathrm{mol\,L^{-1}\,s^{-1}}\) · immer angeben, auf welchen Stoff sie sich bezieht: Bei \(\ce{2 H2O2 -> 2 H2O + O2}\) ist \(\bar v(\ce{O2})=\tfrac12\,\bar v(\ce{H2O2})\).

Temperatur wirkt doppelt

Beim Erwärmen stoßen die Teilchen etwas häufiger zusammen — entscheidend ist aber, dass der Anteil der Teilchen mit \(E\ge E_A\) stark wächst.

2.2 Das chemische Gleichgewicht

Umkehrbare Reaktionen kommen im geschlossenen System zum Gleichgewicht — nicht zum Stillstand.

Umkehrbare Reaktion

Hin- und Rückreaktion sind möglich; Doppelpfeil ⇌. Im offenen System kann ein Produkt entweichen, dann läuft die Reaktion vollständig ab.

\(\ce{CaCO3 <=> CaO + CO2}\)

Dynamisches Gleichgewicht

Geschlossenes System, konstante Temperatur: Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell weiter; die Konzentrationen bleiben konstant, sind aber meist nicht gleich.

\(v_{\text{hin}}=v_{\text{rück}}\)

Massenwirkungsgesetz

Produkte in den Zähler, Edukte in den Nenner, Koeffizienten als Exponenten; \(K_c\) hängt nur von der Temperatur ab.

\(K_c=\dfrac{c^2(\ce{HI})}{c(\ce{H2})\cdot c(\ce{I2})}=54{,}3\ (425\,{}^\circ\mathrm{C})\)

Lage des Gleichgewichts

\(K_c\gg1\): Produkte überwiegen; \(K_c\ll1\): Edukte überwiegen. \(K_c\) sagt nichts über die Geschwindigkeit.

Ester: \(K_c\approx4\) → \(\tfrac23\) Umsatz

Massenwirkungsgesetz

\(a\,\ce{A} + b\,\ce{B} \rightleftharpoons x\,\ce{C} + y\,\ce{D}\): \(K_c=\dfrac{c^{x}(\ce{C})\cdot c^{y}(\ce{D})}{c^{a}(\ce{A})\cdot c^{b}(\ce{B})}\)

nur Gleichgewichtskonzentrationen einsetzen · Einheit ergibt sich aus den Exponenten (bei gleicher Teilchenzahl auf beiden Seiten keine Einheit)

Esterbildung aus je 1 mol/L Säure und Alkohol: Nach Einstellung des Gleichgewichts ändern sich die Konzentrationen nicht mehr.

Gleichgewichtstabelle

Anfang – Änderung – Gleichgewicht: Die Änderungen stehen im Verhältnis der Koeffizienten. Beispiel \(\ce{H2 + I2 <=> 2 HI}\): Entstehen \(0{,}786\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) \(\ce{HI}\), werden je \(0{,}393\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) \(\ce{H2}\) und \(\ce{I2}\) verbraucht.

2.3 Gleichgewichte beeinflussen

Prinzip von Le Chatelier: Ein Gleichgewicht weicht einem äußeren Zwang aus, indem es die Reaktion begünstigt, die ihn verringert.

Störung	Das System weicht aus …	\(K_c\)
Edukt zugeben / Produkt entfernen	zu den Produkten	bleibt
Druck erhöhen (Volumen verkleinern)	zur Seite mit weniger Gasteilchen	bleibt
Temperatur erhöhen	in die endotherme Richtung	ändert sich
Katalysator zugeben	gar nicht — Gleichgewicht nur schneller erreicht	bleibt

Temperatur und K

Exotherme Hinreaktion: \(K_c\) sinkt beim Erwärmen. Endotherme Hinreaktion: \(K_c\) steigt.

\(\ce{2 NO2 <=> N2O4}\): \(217\to2{,}0\,\mathrm{L\,mol^{-1}}\) (25 → 100 °C)

Katalysator

Senkt \(E_A\) von Hin- und Rückreaktion um denselben Betrag; \(\Delta_r H\), \(K_c\) und Lage bleiben gleich.

\(E_{A,\text{Rück}}=E_A-\Delta_r H\)

Haber-Bosch-Verfahren

Exotherm, 4 Gasteilchen → 2. Kompromiss: ca. \(450\,{}^\circ\mathrm{C}\), \(250\)–\(300\,\mathrm{bar}\), Eisenkatalysator; \(\ce{NH3}\) auskondensieren, Restgas im Kreislauf.

\(\ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3}\), \(\Delta_r H^\circ=-91{,}8\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\)

Druck wirkt nur bei Gasen mit ungleicher Teilchenzahl

Bei \(\ce{H2 + I2 <=> 2 HI}\) stehen links und rechts je 2 Gasteilchen — Druckänderung verschiebt hier nichts.

Die Regeln, an denen die Punkte hängen

Diese drei Stellen kosten in der Klausur am häufigsten Punkte.

Differenzen statt Werte

\(\bar v=\Delta c/\Delta t\) oder \(\Delta V/\Delta t\) — immer zwei Messpunkte. Einheit und Bezugsstoff angeben.

MWG sauber aufstellen

Produkte oben, Edukte unten, Koeffizienten als Exponenten, nur Gleichgewichtskonzentrationen (Tabelle Anfang – Änderung – Gleichgewicht).

Lage und Konstante unterscheiden

Konzentrations- und Druckänderungen verschieben die Lage, \(K_c\) bleibt. Nur die Temperatur ändert \(K_c\). Katalysator: weder noch.