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Chemie (Fach) / Thermodynamik und Kinetik (Lektion)

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• Massenwirkungsgesetz - Produkt der Produkte (Konzentration) geteilt durch Produkt der Edukte (Konzentration)- ergibt die Gleichgewichtskonstante K
• Prinzip von Le Chatelier - „Prinzip des kleinsten Zwanges“- „Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System durch Änderung der äußeren Bedingungen einen „Zwang“ aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass es dem äußeren Zwang ausweicht.“
• Das Chemische Gleichgewicht - Gleichgewichtskonstante: unabhängig von Konzentration, Druck oder Volumen- abhängig von der Temperatur - Gleichgewichtskonzentrationen: abhängig von den Anfangskonzentrationen, dem Volumen, dem Druck und der Temperatur - Katalysator: kein Einfluss auf die Gleichgewichtskonstanten oder Gleichgewichtskonzentrationen→ können aber die Einstellung des Gleichgewichtszustand beschleunigen - Gleichgewicht: temperaturabhängig und druckabhängig
• NO² und N²O4 reagieren unter Wärmefreisetzung zum Dimer - Temperaturabhängig- Bei Reaktionen mit Molzahländerung der gasförmigen Komponentenverschiebt sich durch Druckerhöhung das Gleichgewicht in Richtung derSeite mit der kleineren Stoffmenge
• Reaktionskinetik - wie schnell laufen Reaktionen ab- welche Faktoren beeinflussen dieReaktionsgeschwindigkeit - viele Reaktionen, auch in biologischen Systemen, würden bei Raum-/Körpertemperatur nur sehr langsam ablaufen → Beschleunigung durch Katalysatoren (in Lebewesen: Enzyme)
• Energieumsatz chemischer Reaktionen - chemischen Reaktion: auch energetische Änderungen!- Stoffänderung und Energieumsatz sind miteinander gekoppel!
• Endotherm - Reaktion/System benötigt Energie (Licht/Wärme)- positiv angegeben z.B. Photosynthese6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2
• Exotherm - Reaktion/System setzt Energie frei (Licht/ Wärme)- negativ angegeben z.B. Knallgas-Reaktion (2H² + O² → H²O)
• 1. Hauptsatz der Thermodynamik - Energie kann von einer Form in eine andere umgewandelt werden- jedoch weder erschaffen noch vernichtet!
• Enthalpie (H) - Energie eines Systems wird als Enthalpie bezeichnet, wenn der Druck p konstant gehalten
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• Innere Energie (U) - Energie eines Systems wird als innere Energie bezeichnet, wenn das Volumen V konstant gehalten
• Reaktionsenthalpie (Delta H) - Änderung der Enthalpie während einerchemischen Reaktion bei konstantem Druck Delta H (Enthalpie) = Summe H(Enthalpie der Produkte) – Summe H(Enthalpie der Edukte)
• Standardbedingungen (°) - Standardzustände bei Gasen → idealer Zustand- bei festen / flüssigen Stoffen die reine Phase - jeweils bei Druck = 1.013 bar und T= 0°C
• Standardbildungsenthalpien (Delta HB°) - Standardbildungsenthalpie einer Verbindung: Reaktionsenthalpie, diebei der Bildung einer Verbindung aus den Elementen im Standardzustand beieiner Temperatur von 25°C (298 K) auftritt- Die stabilste Form eines Elements bei 25°C und p° besitzt die Enthalpie 0
• Satz von Hess - Bei gleichem Anfangs- und Endzustand einer Reaktion ist die Reaktionsenthalpie für jeden Weg gleich groß - Reaktionsenthalpie hängt nur vom Zustandder Edukte und Produkte ab, nicht vomReaktionsverlauf und der Anzahl der Schritte.⇒ Reaktionsenthalpien die experimentell nichtdirekt zugänglich, können indirekt bestimmtwerden
• Entropie S - ein Maß für die Unordnung- mit zunehmender "Unordnung" eines Systems steigt seine Entropie hohe Entropie, Unordnung → stabiler niedrige Entropie, Ordnung → instabiler- Festkörper, besonders Kristalle → kleinere Entropie als Flüssigkeiten- Flüssigkeiten → kleinere als Gase a) exotrop: Delta S < 0b) endotrop: Delta S > 0
• Häufige Richtungen spontaner Prozesse - „Richtung Gasform“ (Schmelzen & Verdampfen) - Temperaturausgleich- Mischung- Lösen von Bindungen (Entropiezunahme, mehr Teilchen)
• Typen chemischer Reaktionen - freiwillig und unfreiwillig ablaufende Reaktion Freiwillig: Enthalpie < 0 und Entropie < 0Nicht freiwillig: Enthalpie > 0 und Entropie < 0
• Gibbs-Helmholtz-Gleichung - Delta G ist ein Maß für die Triebkraft einer Reaktion- mit G: freie Enthalpie / Gibbs`sche Energie [J] => Delta G = Delta H – T · Delta S DG < 0 Reaktion läuft ab, exergonischDG > 0 Reaktion läuft nicht freiwillig ab, endergonischDG = 0 Reaktion ist im Gleichgewicht
• Chemische Umsetzungen von Energieumsatz begleitet a) exotherme Reaktionen (DH < 0) setzen Wärme freib) endotherme Reaktionen (DH > 0) nehmen Wärme auf
• Freiwilliger Ablauf der Reaktion: freie Enthalpie Delta G a) DG < 0: exergonisch kann ablaufenb) DG > 0: endergonisch kann nicht freiwillig ablaufen
• Kinetik: Reaktionsgeschwindigkeit - Reaktionsgeschwindigkeit ist die zeitliche Änderung der Menge eines Stoffes, der durch die betreffende Reaktion verbraucht oder erzeugt wird:Edukte → Produkte - Durchschnitssgeschwindigkeit- Momentangeschwindigkeit - je steiler der Kurvenverlauf, desto höher ist die Reaktionsgeschwindigkeit
• Geschwindigkeit chemischer Reaktionen - Geschwindigkeit v einer chemischen Reaktion hängt von den Konzentrationen, dem Druck und der Temperatur ab!- Je höher die Anfangskonzentrationen ist, desto schneller läuft eine Reaktion ab- Je höher die Temperatur, desto schneller verläuft eine Reaktion
• Reaktionsgeschwindigkeits-Temperatur-Regel - Erhöhung der Temperatur um 10°C verdoppeltdie Reaktionsgeschwindigkeit- mehr Teilchen besitzen genug Energie (EA) um dieEnergiebarriere zu überwinden
• Katalyse - Katalysatoren sind Stoffe, die die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen beeinflussen, aber selbst bei der Reaktion nicht verbraucht werden- Positiver Katalysator: erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit- Negativer Katalysator: vermindert die Reaktionsgeschwindigkeit = Inhibitor- Katalysatoren verändern den Reaktionsmechanismus- sie beeinflussen die Lage des Gleichgewichtes jedoch nicht- man unterscheidet homogene und heterogene Katalysatoren - neuer Reaktionsweg mit kleinerer Aktivierungsenergie (EA)- die Reaktionsenergie DE und die energetische Lage der Edukte und Produkte ändert sich nicht
• homogene Katalyse - der Katalysator in der gleichen Phase wie die Reaktanden- meist in flüssiger oder gasförmiger Phase- Nachteil: schwierige Abtrennung des Katalysators von Produkten- z.B. Enzyme
• heterogene Katalyse - Reaktanden und Katalysator in verschiedenen Phasen- meistens ist der Katalysator ein Feststoff- Reaktanden sind während der Umsetzung chemisch an den Katalysator gebundenindustriell sehr wichtig; z.B. Abgaskatalysator, ÖlraffinerieBeispiele:- Ammoniaksynthese (Eisen als Katalysator)- Ostwald-Verfahren zur Herstellung von Salpetersäure (Platin)- Autoabgaskatalysator

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