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2 Chemische Reaktionen als dynamische Gleichgewichte
30h - Abhängigkeit von Reaktionsbedingungen - umkehrbare und unvollständig ablaufende Reaktionen - dynamisches Gleichgewicht - Beeinflussung der Gleichgewichtslage und Ausbeute - Ammoniaksynthese nach Haber und Bosch - pH-Wert - Säure- bzw. Basenstärke und pK-Wert Chemische Reaktionen als dynamische Gleichgewichte 30h
Lehrplan: Die Auseinandersetzung mit Experimentalbefunden eröffnet den Schülern grundlegende Gesetzmäßigkeiten der Dynamik chemischer Reaktionen, die sie auch quantitativ beschreiben lernen. Die praktische Bedeutung dieser Vorstellungen erkennen die Schüler z.B. in den Möglichkeiten der Steuerung chemischer Prozesse in Labor und Technik. Durch quantitatives Erfassen von Protolysegleichgewichten erarbeiten die Schüler wichtige Grundlagen, um eine Vielzahl von Vorgängen in der belebten und unbelebten Natur in ihren Zusammenhängen verstehen zu können
Grundbegriffe: Reaktionsgeschwindigkeit, dynamisches Gleichgewicht, Massenwirkungsgesetz, Prinzip von Le Chatelier und Braun, pH-Wert, pK-Wert, nur MNG: Puffer
Reaktionsgeschwindigkeit
Bestimmung und Definition der Reaktionsgeschwindigkeit
Hinführung: Geschwindigkeitsbegriff in der Physik: zurückgelegte Wegstrecke pro Zeiteinheit:
- übertagen auf chemische Reaktion: Stoffumsatz pro Zeiteinheit (Verbrauch von Edukten, Bildung von Produkten) Versuch: Zersetzung von Wasserstoffperoxid mit Kaliumiodid als Katalysator (Vorversuch): 3 ml H2O2 (30%), 0,5 ml KI-Lösung 20%
2 H2O2 -> 2 H2O + O2 Wertetabelle:
Zeit-Volumen-Diagramm (Erstellung mit Computerunterstützung):
Proportional zum Zuwachs der Sauerstoffmoleküle nehmen die Wasserstoffperoxidmoleküle ab. Beispiel für homogene Katalyse: I- + H2O2 -> IO- + H2O IO- + H2O2 -> I- + H2O + O2 Der Katalysator geht aus der Reaktion unverändert hervor - eröffnet einen alternativen Reaktionsweg. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist definiert als Änderung der Konzentration eines Reaktionsteilnehmers Dc in der Zeiteinheit Dt::  Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der
Konzentration
Versuch: Landoltsche
Zeitreaktion Vorversuche: - Landoltsche Zeitreaktion qualitativ - Teilreaktionen b) und c) In der Lösung spielen sich folgende Teilreaktionen ab: a) Reaktion von Iodat mit Sulfit: +5 -1 IO3- + 6 e- + 6 H+ -> I- + 3 H2O +4 +6 SO32- + H2O -> SO42- + 2 e- + 2 H+ /*3 ---------------------------------------------------------------------------------------------------- IO3- + 3 SO32- -> I- + 3 SO42- b) Reaktion von Iodat mit Iodid zu Iod: +5 -1 IO3- + 6 e- + 6 H+ -> I- + 3 H2O -1 0 2 I- -> I2 + 2e- /*3 ------------------------------------------------------------------------------------------------ IO3- + 5 I- + 6 H+ -> 3 I2 + 3 H2O c) Reaktion von Iod mit Sulfit: +4 +6 SO32- + H2O -> SO42- + 2 e- + 2 H+ 0 -1 I2 + 2e- -> 2 I- ------------------------------------------------------------------------------------------------- I2 + SO32- + H2O -> 2 I- + SO42- + 2 H+ Erst nach dem völligen Verbrauch des Sulfits scheidet sich Iod ab, die Reaktionen a) und c) kommen zum Stillstand.
Bei der quantitativen Auswertung des Versuchs messen wir den Zeitraum vom Zusammengießen der Lösungen bis zum Auftreten der Blaufärbung, die sog. Reaktionszeit. Sie gibt uns ein Maß für die Reaktionsgeschwindigkeit (Unterschied zwischen Reaktionszeit und Reaktionsgeschwindigkeit; vergl. Eisenbahn). Versuch: Einfluss der Iodationen-Konzentration auf die Reaktionsdauer
Ergebnis verallgemeinert: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist der Konzentration der beteiligten Stoffe direkt proportional Kinetische Deutung: Je größer die Anzahl der Teilchen in der Volumeneinheit ist, desto größer ist auch die Zahl der Zusammenstöße, von denen ein bestimmter Prozentsatz zur Reaktion führt. FOLIE A + B -> C + D Reaktanden Produkte = Edukte = Ausgangsstoffe
Die Reaktionsgeschwindigkeit ist dem Produkt der Konzentrationen der Stoffe A und B proportional. Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der
Temperatur
Versuch: Zersetzung von Wasserstoffperoxid mit Kaliumiodid als Katalysator bei verschiedenen Temperaturen (20°C, 30°C, 40°C), Gasentwicklung nach 1 min messen, Diagramm? RGT-Regel: Bei Temperatursteigerung um 10°C erhöht sich die
Reaktionsgeschwindigkeit um das 2 - 3-fache. Erklärung durch das Stoßmodell (Glaskugeln als MODELL): 1. Bei Temperaturerhöhung erhöht sich die Geschwindigkeit der Teilchen. Zusammenstöße werden dadurch häufiger. 2. Bei Temperaturerhöhung wächst der Anteil der Teilchen, welche eine bestimmte Mindestenergie besitzen, die zur Reaktion notwendig ist.
Chemisches Gleichgewicht
- umkehrbare und unvollständig ablaufende Reaktionen - dynamisches Gleichgewicht - Massenwirkungsgesetz - Beeinflussung der Gleichgewichtslage und Ausbeute - Ammoniaksynthese nach Haber und Bosch Chemisches Gleichgewicht - Das Massenwirkungsgesetz
vollständig und unvollständig ablaufende Reaktionen Versuch:
Eisen(III)-chloridlösung + Ammoniumthiocyanatlösung Fe3+ + 3 SCN- -> Fe(SCN)3
- Zugabe von festem Thiocyanat - Schlussfolgerung? - Zugabe von festem Eisen(III)-chlorid - Schlußfolgerung? - in beiden Fällen Vertiefung der roten Farbe! Modellversuch:
Einstellung eines Wasserstandsgleichgewichts Rückreaktion veranschaulichen)
allgemein: Wenn in einem abgeschlossenen System nach einer gewissen Zeit keine Konzentrationsänderung mehr zu beobachten ist, so bedeutet dies, dass die Reaktionsgeschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich groß geworden sind. Anregung für ein Computerprogramm Analogie:
Der Holzapfelkrieg Ableitung des Massenwirkungsgesetzes A +
B à
C + D
im Gleichgewicht gilt:
K =
Gleichgewichtskonstante Massenwirkungsgesetz: Der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationen der Endstoffe und dem Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe eines chemischen Systems im Gleichgewicht ist konstant. Anwendung auf den Thiocyanat-Versuch:
Erhöht man in einem System, das sich im Gleichgewicht befindet, die Konzentration eines Teilnehmers, so verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung hin, wo der zugesetzte Stoff verbraucht wird. weitere Anwendungen des MWG: 2
SO2 + O2 <=> 2 SO3 Überlegung, wie die Ausbeute an Schwefeltrioxid optimiert werden kann! Chromat-Dichromat-Gleichgewicht Versuch: pH-Abhängigkeit 2
CrO42- + 2
H+ <=> Cr2O72-
+ H2O c(Cr2O72-)
+ c(H2O) K
= --------------------------- c(CrO42-)2
+ c(H+)2 Abhängigkeit des chemischen Gleichgewichts von Temperatur und DruckBeeinflussung der Gleichgewichtslage durch Temperatur und Druck - Prinzip von Le
Chatelier und Braun
Temperaturabhängigkeit Beispiel:
NO2/N2O4-Gleichgewicht 2
NO2 <=> N2O4 DH
= -57 kJ (exotherm) Versuch: NO2-Ampullen
in Eiswasser, Leitungswasser und heißem Wasser
Eiswasser Raumtemperatur heißes Wasser Bei Temperaturerhöhung verschiebt sich die Lage eines Gleichgewichts nach der endotherm verlaufenden Teilreaktion, bei Temperaturerniedrigung nach der exotherm verlaufenden Teilreaktion.
Prinzip von Le Châtelier
Beispiel: Bildung von
Stickstoffmonooxid aus den Elementen N2 + O2 <=> 2 NO DH
= + 90 kJ/mol Bedeutung der Reaktion! "Luftverbrennung" - NO-Bildung bei Verbrennungsprozessen - Umweltproblematik (- bodennahes Ozon, Waldschäden, Abgaskatalysator, Entstickung von Kraftwerksabgasen) Druckabhängigkeit Druckerhöhung begünstigt die volumenverkleinernde, Druckerniedrigung die volumenvergrößernde Teilreaktion. Beispiel: Druckerniedrigung (CO2)gelöst <=================> (CO2)gasförmig Druckerhöhung Versuch: Druckabhängigkeit des NO2/N2O4-Gleichgewichts 2 NO2 <=> N2O4
Durchführung: Durch Erhitzen von Blei(II)-nitrat in einem Reagenzglas wird NO2 hergestellt [ Pb(NO3)2 -> PbO + 2 NO2 + 1/2 O2 ] und in einen Kolbenprober (mit Hahn) gefüllt. Auf dem Tageslichtprojektor lässt sich die Änderung der Intensität der Braunfärbung bei Kompression und Expansion des Gases gut in der Projektion verfolgen. Man beachte auch die anfangs durch adiabatische Erwärmung und Abkühlung verursachten Farbänderungen.
Beispiel Ammoniaksynthese: N2 + 3 H2 <=> 2 NH3 DH= - 88 kJ (exotherm) Volumenverhältnisse:
Frage nach den optimalen Reaktionsbedingungen Das Gleichgewicht verschiebt sich mit steigendem Druck und fallender Temperatur nach rechts aber: Faktor Geschwindigkeit! daher Reaktionsbedingungen in der Technik: 500°C, 200 bar, Katalysator Beeinflussung der Gleichgewichtslage durch Konzentrationsänderung Aufgaben zur Ammoniaksynthese: Die Ammoniaksynthese verläuft nach folgender
Reaktion: N2 + 3 H2 -> 2 NH3 exergonisch Bei einer Temperatur von 500°C und 200 bar Druck liegen im Reaktionsgemisch 17,6% Ammoniak, 20,6% Stickstoff und 61,8% Wasserstoff
vor. Berechne für diesen Fall die
Gleichgewichtskonstante. [Ergebnis: 0,065
l2mol-2]
Stickstoff reagiert mit Sauerstoff in
endothermer Reaktion zu Stickstoffmonooxid: N2 + O2 <=> 2
NO DH = + 90 kJ/mol a) Wie wird die Gleichgewichtslage durch Temperaturerhöhung beeinflusst? (mit Begründung!) b) Schreiben Sie für diesen Vorgang das
Massenwirkungsgesetz! Stickstoffmonooxid verbindet sich mit
Sauerstoff in exothermer Reaktion zu Stickstoffdioxid. Schreiben Sie für diesen Vorgang die Reaktionsgleichung auf und erläutern Sie, unter welchen Druck- und Temperaturverhältnissen möglichst
viel Stickstoffdioxid im Gleichgewicht vorliegt! Schreiben Sie die Reaktionsgleichung für die großtechnische Ammoniaksynthese auf und geben Sie (über dem Reaktionspfeil) die Reaktionsbedingungen an. Begründen Sie die bei der Ammoniaksynthese angewandten Reaktionsbedingungen!
Protolysegleichgewichte
Ionenprodukt des Wassers pH-Wert Säure- bzw. Basenstärke und pK-Wert Puffersysteme
Rückblick auf Ionen und Leitfähigkeit - leitet reines Wasser den Strom? Versuch: Prüfung der Leitfähigkeit von reinem Wasser
Ergebnis: Auch destilliertes Wasser zeigt eine, allerdings sehr geringe Leitfähigkeit, die auf die Anwesenheit von Ionen zurückgeführt werden muss. Frage nach der Herkunft dieser Ionen H2O + H2O <=>
H3O+ + OH- Autoprotolyse des Wassers 1 : 560 000 000! Anwendung des MWG:
c(H2O) ist praktisch konstant und wird in K unter Bildung einer neuen Konstante Kw hineinmultipliziert: Ionenprodukt des Wassers (bei 25°C): Kw = c(H3O+)*c(OH-) = 10-14 [mol2/l2] In verdünnten wässrigen Lösungen ist das Produkt aus H3O+- und OH--Ionen praktisch konstant. Kennt man eine dieser Konzentrationen, so ergibt sich die andere aus der obigen Beziehung. Aufgaben: Wie groß ist die Konzentration an H3O+-Ionen a) in neutraler Lösung?
b) in 0,1-molarer Salzsäure? c(H3O+) = c(HCl) c(H3O+) = 10-1 mol/l
c) in 0,1-molarer Natronlauge?
d) in 0,5-molarer Natronlauge? c(H3O+)= 10-14 / 0,5 c(H3O+)= 2*10-14 mol/l c(H3O+) ergibt negative Exponentialzahlen -> Vermeidung? pH-Wert
pH-Wert, Neutralisation Literatur: elemente chemie 11 S.66-69 c(H3O+) ergibt negative Exponentialzahlen -> Vermeidung? Definition: pH = - log c(H3O+) Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration - ein Maß für die saure bzw. alkalische Reaktion einer Lösung. Aufgaben: Berechnung der pH-Werte für die Aufgaben a - d der letzten Stunde.
pH-Skala
Logarithmische Skala! Größenordnungen! Beispiele für pH-Werte bekannter Flüssigkeiten, mit pH-Elektrode prüfen: Essig 3 Seifenlauge 9 Regenwasser rein 5,6 Leitungswasser 8 Zitronensaft 2,3 Projektskizzen, Problemstellungen: Verwertung und Beseitigung von Abfallsäure und Abfalllauge Bestimmung der Konzentration der H3O+-Ionen und der OH--Ionen in den Säure- und Laugenabfällen: HX + NaOH -> NaX + H2O 10 ml der Abfallsäure werden mit NaOH c=1mol/l titriert Berechnung von c(H3O+) 10 ml der Abfalllauge werden mit HCl c=1mol/l titriert Berechnung von c(OH-) XOH + HCl -> XCl + H2O Ermittlung des zur Neutralisation der Säure erforderlichen Laugenvolumens
Fällung von Kupfer(II)-ionen als Kupfer(II)-oxidhydrat mit Hilfe der Abfall-Lauge Reaktionsgleichung Stöchiometrie Durchführung Herstellung von Kupfer(II)-oxid durch Wasserabspaltung aus Kupfer(II)-oxidhydrat Reaktionsgleichung Stöchiometrie Durchführung Neutralisationskurve für die Titration einer starken
Säure mit einer starken Base Versuch: Berechnung einer Neutralisationskurve und
experimentelle Bestimmung Titration von 10 ml Salzsäure (c = 1,000 mol/l) in 90 ml dest(!) Wasser mit Natronlauge (c = 1,000 mol/l) Aufnahme der Neutralisationskurve mit Computerunterstützung evtl. Konstantstrombürette Berechnung des pH-Werts nach Zugabe von 0 -> pH 2,0 9 -> pH 3,0 10 -> pH 7,0 11 -> pH 11,9 20 ml Laugenzugabe und Vergleich mit den experimentellen Ergebnissen Literatur: Medien: Geräte: Leitfähigkeitsapparatur; Projektionsapparatur OHP Chemikalien: Magnesiumband; Salzsäure c=1mol/l; Essigsäure c=1mol/l; Eisessig Bei den bisherigen Berechnungen wurde von 100%iger Protolyse ausgegangen. Welche Säuren sind besonders aggressiv (Vergleich Salzsäure/Essigsäure)? warum? Gibt es ein objektives Maß für die Säurestärke? Versuch: [Projektion] Lösen von Magnesiumband (3 cm) in Salzsäure und Essigsäure der gleichen Konzentration c = 1 mol/l. Ergebnis: Das Magnesiumband löst sich in Salzsäure schneller unter Wasserstoffentwicklung auf: Mg
+ 2 HCl --schnell---> MgCl2 + H2 Mg + 2 HAc --langsam---> MgAc2 + H2 Deutung des unterschiedlichen Verhaltens? Hypothesen formulieren! -> unterschiedliches Ausmaß der Protolyse: HCl + H2O -----> H3O+ + Cl- vollständige Protolyse HAc + H2O <=====> H3O+ + Ac- unvollständige Protolyse ? wie nachweisbar? Versuch: Leitfähigkeitsmessung von Salzsäure c=1mol/l und Essigsäure c=1mol/l
Ergebnis: Essigsäure ist in Wasser nur unvollständig dissoziiert (ca. 1%)
Säurekonstante unvollständige Protolyse: HA + H2O <=> H3O+ + A- (demnach müsste reine, wasserfreie Essigsäure (=Eisessig) Nichtleiter sein. Probe!) |
