Chemisches Gleichgewicht

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Wasserdampf zum Synthesegas -> Lage des GGW wird damit verändert und somit auch nCO: nH2 0.8 0.6 0.4 0.2 Anwendung des MWG auf Gasgleichgewichte -> sämtliche reagierende Stoffe sind gasförmig -> die Lage des chemischen Gleichgewichts ist durch Druckveränderung beeinflussbar bzw. Durch Drücke beschreibbar ₂(RP) 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4 A (AS) Zeit Ammoniaksynthese N2 + 3H2 -> 2NH3 Begründen der Reaktionsbedingungen und technischen Maßnahmen für eine optimale Ammoniakausbeute: ist eine exotherme Reaktion -> durch niedrige Temperaturen begünstigt bei niedrigen Temperaturen ist die Reaktionsgeschwindigkeit sehr klein -> Einstellzeit des chemischen Gleichgewichts lang deshalb Einsatz eines Katalysators; optimale Wirkung bei ca. 450°C Reaktion verläuft unter Volumenabnahme -> durch hohen Druck begünstigt hoher Druck erhöht den Kostenaufwand für Druckerzeugung und Drucksicherheit der Anlage > Arbeitsdruck ca. 30 MPa unter diesen Bedingungen werden über 80% der eingesetzten AS nicht umgesetzt -> Verwendung des Kreislaufprinzips optimale Reaktionstemperatur im Reaktor wird durch Wärmeaustausch aufrecht erhalten; AS werden vorgewärmt und RP dabei abgekühlt -> steigt die Temperatur und sinkt der Druck, so sinkt auch die Ausbeute Begriffe nach Arrhenius Säuren: sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen unter Bildung von Wasserstoff- lonen dissoziieren Basen: sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen unter Bildung von Hydroxid-lonen dissoziieren Nachteile der Theorie: Theorie ist nur auf wässrige Lösungen anwendbar saure und basische Reaktionen von Salzlösungen sind nicht erklärbar zwischen Säuren und Basen gibt es keinen funktionalen Zusammenhang das H+-Ion (Wasserstoff-lon) ist in wässriger Lösung nicht existent (es verbindet sich stets mit Wasser zu einem größeren Teilchen, dem H3O+-lon (Hydronium-lon oder auch Oxonium-lon) -> Ein Proton geht somit immer auf eine andere Verbindung über, es findet eine Reaktion mit Protonenübergang (Protolysen) statt. 1. Chlorwasserstoffsäure reagiert mit Wasser 1. HCI-> H+ + Cl ;1.korresp. S-B-Paar; Säurereaktion 2. H2O+ H+ -> H3O+;2. korresp. S-B-Paar; Basereaktion HCI + H2O -> H3O+ + CI- Basen: Ammoniakanteile im Gleichgewicht Volumen- anteil in % 100 80 Säure-Base-Reaktion Die Abgabe eines Protons (H+-lons) durch eine Säure kann nur erfolgen, wenn eine Base vorhanden ist, die das entsprechende Proton bindet. Eine Reaktion mit Protonenübergang (Protolyse) bzw. Säure-Base- Reaktion besteht deshalb immer aus zwei korrespondierenden Säure-Base-Paaren. Hierbei handelt es sich zumeist um Gleichgewichtsreaktionen. (S-B-Gleichgewichte) Beispiel: 60- 40- 20- H2SO4/HSO4- HCOOH/HCO0 100 MPa -30 MPa 20 MPa 10 MPa Begriffe nach Brönsted Grundlage: Reaktionen mit Protonenübergang (Protolysen); Säure-Base- Reaktionen Säuren: sind Teilchen, die Protonen (H+-lonen) abgeben können. (sog. Protonendonatoren) Bsp.: HCI -> H+ + Cl- sind Teilchen, die Protonen (H+-lonen) abgeben können (sog. Protonenakzeptoren) 0- 200 300 400 500 600 700 & in °C 3 MPa Bsp.: OH- + H+ -> H2O Ampholyte:sind Teilchen, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base reagieren können. (Protonen aufnehmen oder abgeben können) Sie werden auch als Säure-Base-Amphoter bezeichnet. Bsp.: H2O -> H+ + OH- oder H2O + H+-> H3O+ Korrespondierende Säure-Base-Paare Durch Protonenabgabe entsteht aus einer Säure ihre korrespondierende Base und umgekehrt. Man bezeichnet die entsprechenden Partner auch als korrespondierende Säure-Base-Paare. Bsp.: HBr/Br- 0,1 MPa Vergleich von S-B-Reaktionen mit Redoxreaktionen Vergleichskriterium Säure-Base-Reaktionen Wesen (Grund- Protonenübergang Lage) der Reaktion Donatoren Akzeptoren Teilreaktionen Korr. Paare (allg.) Säuren Basen Säurereaktion Basereaktion 1. S1 > B1 + H+ 2. B2+ H+ -> S2 Redoxreaktion Elektronenübergang Reduktionsmittel Oxidatiosmittel Oxidation Reduktion 1. RM1> OM1 + e- 2. OM2 + e--> RM2 Gemeinsamkeiten: Beide Reaktionsarten verlaufen nach dem sog. Donator-Akzeptor-Prinzip. Bei beiden Reaktionsarten treten häufig chem. Gleichgewichte auf. pH-Wert wässriger Lösungen pH = -lg cH3O+/mol *1-1 pOH = -lg cOH-/mol*l-1 Es gilt weiterhin: pH + pOH = 14 Salzlösungen Beispiele: 1. Natriumcarbonat (NaCO3) Na2CO3 -> 2Na+ + CO3/2- CO3/2- + H2O -> HCO3- + OH- 2. Natriumsulfid (Na2S) Na2S-> 2Na+ + S2- S2- + H2O -> HS- + OH- CO3/2-; pKB = 3,6 -> Unitest blau! (Basisch) S2-; pKB = 1,0 -> Unitest blau!(Basisch)