CH-2

“Wird auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, ein äußerer Zwang ausgeübt, verschiebt sich die Lage des Gleichgewichts so, dass die Wirkung des Zwanges verringert wird.”

Im chemischen Gleichgewicht laufen Hin- und Rückreaktion in einem geschlossenem System gleichzeitig und mit derselben Geschwindigkeit ab.

Die Konzentration der Edukte und Produkte bleibt, trotz des Soffumsatzes konstant.

-> Hin- und Rückreaktion heben sich gegenseitig auf.

• unvollständiger Stoffumsatz

• umkehrbare Reaktion

Prinzip vom kleinsten Zwang:

• Konzentrationsabhängigkeit

• Temperaturabhängigkeit

• Druckabhängigkeit

Protonenakzeptor

Protonendonator

heterogene Katalyse - Phasengrenze (Katalysator und Reaktionsstoffe liegen in unterschiedlichen Phasen vor)

homogene Katalyse - keine Phasengrenze

kann der Aggregatzustand sein (muss nicht!)

oder Flüssigkeiten die sich nicht mischen lassen wie Wasser und Öl

• beschleunigen Reaktion

• senken die Aktivierungsenergie, in dem sie den Reaktionsweg ändern, so besitzen mehr Moleküle die nötige Energie

• bereits in geringen Mengen wirksam, da

• sie unverändert aus Reaktionen hervor gehen

• selektiv wirksam: substrat- und reaktionsspezifisch

sie beeinflussen (verkürzen) nur die Einstellzeit des chemischen Gleichgewichts und beeinflussen nicht die Lage!

wird als Δc definiert, also als Konzentrationsänderung der Ausgangsstoffe pro Zeitintervall Δc/Δt

Druckerhöhung: die volumenverkleinernde Reaktion wird gefördert

Druckniedrigung: die volumenvergrößernde Reaktion wird gefördert

Indikatoren sind stöchiometrische Zahlen und die Aggregatzustände der Reaktionsstoffe

Kc, Gleichgewichtskonstante verändert sich nicht, da das Konzentrationsverhältnis gleich bleibt

Temperaturerhöhung: die endotherme (wärmeaufnehmende Reaktion) wird gefördert (da mehr Wärme zu verfügung steht)

Temperaturniedrigung: die exotherme (wärmeabgebende) Reaktion wird gefördert (da mehr Wärme abgegeben werden kann)

Beeinflusst Kc (fallabhänig, je größer Kc, desto mehr Ausgangsstoffe)

Konzentrationserhöhung: die Reaktion wird begünstigt bei der der Stoff verbraucht wird

Konzentrationsniedrigung: die Reaktion wird gefördert bei der der Stoff hergestellt wird

Kc wird nicht beeinflusst

Gibt das Verhältnis von Edukten und Produkten an:

Kc > 1 = das Gleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte

Kc = 1 = ausgewogenes Verhältnis

Kc < 1 = das Gleichgewicht liegt auf der Seite der Edukte (Teiler muss größer als der Nenner sein, damit ein Bruch < 1)

auch: Ammoniaksynthese

hoher Druck - fördert die Hinreaktion

hohe Temperatur - obwohl es eine exotherme Reaktion ist; um reaktionsträge N2 zur Reaktion zu bringen

hohe Temperatur und Katalysator - verkürzte Einstellzeit, höhre Reationsgeschwindigkeit (RGT-Regel)

Konzentrationen der Edukte erhöhen und Produkte regelmäßig abführen (Konzentration verringern)

Edukt-Teilchen müssen zusammenstoßen, um eine Reaktion zu ermöglichen

-> erhöhte Edukt-Konzentration erhöht die Wahrscheinlichkeit wirksamer Zusammenstöße

ABER

Teilchen müssen die mindest Energie besitzen und der Zusammenstoß muss die richtige Geometrie besitzen

Die kinetische Energie der Teilchen ist temperaturabhängig.

Je höher die Tempertur, desto höher ist der Anteil der Teilchen mit einer kinetischen Energie überhalb der Mindestenergie.

Bei höheren Temperaturen kommt es zu mehr wirksamen Zusammenstößen.

Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen steigt um den Faktor zwei bis vier wenn die Temperatur um 10 K erhöht wird.

(-> Energieverteilung anch Boltzmann)

“Obwohl die Temperaturerhöhung nach Le Chatelier manchmal ungünstig ist, wird die Temperatur ehöht, um die Einstellzeit aus wirtschaftlichen Gründe zu ehöhen.”

Je vollständiger die Protonenübergabe funktioniert, desto stärker liegt das Protolysegleichgewicht auf der Seite der Produkte, umso stärker ist die Säure bzw. Base.

Je größer Ks bzw. KB, desto stärker ist die Säure bzw. Base. (Wenn Kc > 1 liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Produkte)

Je größer Ks, desto stärker ist die Säure.

Je kleiner pKs, desto stärker ist die Säure

pKs = pH

pKs ist der negative dekadische Logarithmus der Oxonium-Ionen (H3O+)

Je größer KB, desto stärker ist die Base

Je kleiner pKB, desto stärker ist die Base

pKB = pOH -> 14-pOH = pH

14-pOH = pH

-> bei einer starken Säure muss der pOH - Wert groß sein, d.h. es muss enine schwache Base sein

Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre korrespondierende Base.

Das Gleiche gilt umgekehrt für Basen

mehrprotonige Säuren haben mehr als ein Proton in ihrer Struktur gebunden.

Jede Abgabe eines Protons bildet eine Dissoziationsstufe

Jede Dissoziationstufe hat ihre eigene Säurekonstante

in der Regel: Ks(1) > Ks(2) > Ks(3)

durch die zunehmende negative Ladung erfolgt die Abspaltung eines Protons immer weniger leicht

reagieren sowohl als Säuren als auch als Basen

gegenüber starken Basen verhalten sie sich als Säuren

gegenüber starken Säuren verhalten sie sich als Basen

schwache Basen oder Säuren die im protonierten und deprotonierten Zustand eine andere Farbwahrnehmung verursachen

Die Farbänderung findet in einem Abschnitt von etwa zwei pH Einheiten statt -> da eine Farbänderung für das menschliche Auge erst wahrnehmbar ist wenn eine Komponente im zehnfachen Überschuss vorliegt

Eigentlich gibt es einen Umschlagpunkt: c(HInd) = c(Ind-) -> Mischfarbe