Chemisches Gleichgewicht

Rini Knitter

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1.Chemisches Gleichgewicht 1.1 Umkehrbare Reaktionen 1.2 dynamisches Gleichgewicht 1.3 Massewirkungsgesetz 1.4 Prinzip des kleinsten Zwanges Haber Bosch Verfahren 1.5 Entropie

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1.Chemisches Gleichgewicht 1.1 Umkehrbare Reaktionen Produkte exothermer, chemischer Reaktionen lassen sich durch Energiezufuhr grundsätzlich in die Edukte zurückführen (reversible Reaktion) 1.2 dynamisches Gleichgewicht („gleichbleibender Zustand") Edukte und Produkte liegen nebeneinander vor dabei laufen Hin- und Rückreaktion mit gleicher Geschwindigkeit ab Bsp.: Ethansäure+Ethanol⇒ Ethansäureethylester +Wasser 1.3 Massewirkungsgesetz a x A+ b x B cx C + d xD Kc = cc (C) x cd (D) ca (A) x cb (B) = Khin / Krück Khin oder Krück = Proportionalitätskonstanten c = Konzentration kc = Gleichgewichtskonstante (Immer konstant) Anteil in % 100 Stoffmenge Erhöhung Eduktkonzentration begünstigt 80 60 Gleichgewicht der Produkte Erniedrigung der Eduktkonzentration begünstigt Gleichgewicht der Edukte 40 20 → Wenn Gleichgewichtskonstante > 0: Produkte überwiegen → Wenn Gleichgewichtskonstante <0: Edukte überwiegen 0 0 5 Konzentrations-Zeit-Diagramm Temperaturerhöhung begünstigt endotherme Reaktionsrichtung Temperaturerniedrigung begünstigt exotherme Reaktionsrichtung Druck (!Nur bei Gasen!) Druckerhöhung begünstigt Seite mit weniger Gasteilchen Druckerniedrigung begünstigt Seite mit mehr Gasteilchen 10 1.4 Prinzip des kleinsten Zwanges =Gleichgewichtsverschiebung um Zwang auszuweichen, Gleichgewichtsänderung Temperatur 15 20 t [s] "teurer Stoff" + Wasser v Hinreaktion v Rückreaktion 25 K=. →Gleichgewicht: viel "teurer Stoff" + Wasser ⒸOSZBV 2013 30 c (Produkte) c (Edukte) 35 Produkt bleibt übrig :( Produkt SimpleChemics 40 Haber-Bosch-Verfahren =Herstellung von Ammoniak Wichtige Folgeprodukte von Ammoniak: Düngemittel Kunststoffe Chemiefasern Arzneimittel Salpetersäure Sprengstoff Ammoniaksynthese: N₂ + 3 H₂2NH3 A= -92,4 kJ +Katalysator (Beschleunigung der Reaktionsgeschwindigkeit) → exotherm, Volumenverringerung Veränderung durch Druckerhöhung: Produktion von Ammoniak wird begünstigt Veränderung durch Temperatursenkung: Reaktion wird begünstigt da exotherm, ABER: Verringerung der Reaktionsgeschwindigkeit ● 100 Volumenanteil NH (in %) 1. CH4 + H₂O = CO + 3H₂ Methan+Wasserdampf (+Kat.) ⇒ Kohlenstoffmonoxid + Wasserstoff 3. CO + H₂O (+Kat.) = CO₂ + H₂ Kohlenstoffmonoxid (=Katalysatorgift) muss entfernt werden 90 80 70- 1.5 Entropie =Unordnung Je größer die Unordnung deste größer der Wert der Entropie...

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S 60 50- 40- 30 20 M 20- 10- 10 TAP 30 MP → Kompromiss Reaktion wird nicht bei 200°C und 100MPa sondern bei 450°C und 30MPa durchgeführt, da: bei 200°C die Reaktionsgeschwindigkeit zu gering wäre 100MPa technisch nicht möglich sind Herstellung des Synthesegas-Gemisches 3MPa 100 MP 0 200 300 400 500 600 700 Temperatur (in "C) bei 800°C 2. 2CH4 + 4N2 + O₂ (+Kat.) = 2CO + 4N₂ + 4H₂ Übersch. Methan + zugesetzte Luft (Stickstoff+Sauerstoff) ⇒ Kohlenstoffmonoxid+ Wasserstoff (Stickstoffanteil unverändert) Nicht benutztes Synthesegas wird durch Kreisprozess wieder zurückgeführt Ammoniak wird kondensiert und abgetrennt 1.6 Freiwilliger Ablauf chemischer Reaktionen Triebkräfte für freiwillig ablaufende Reaktionen: Energieminimierung Entropiemaximierung AG = AE -Tx AS AE₁= Reaktionsenergie AS = Entropie T= Temperatur G= Freie Energie → AG positiv => endotherm → AG negativ => exotherm → AG = 0 => ausgeglichen

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