3.4 Energieumsatz bei Reaktionen

Transkript

1 3.4 Energieumsatz bei Reaktionen Versuch: Verbrennen eines Stückes Holz Beobachtung: Energie wird freigesetzt in Form von Wärme. Jede Reaktion ist mit einem Energieumsatz gekoppelt. Reaktionen, bei denen Energie (meist als Wärme) frei wird, nennt man exotherm. Beispiel Wasser 2H 2 + O 2 2H 2 O + Energie Der Energieumsatz einer Reaktion kann so gemessen werden, daß die Energie nur in Form von Wärme freigesetzt wird. Den Energieunterschied zwischen den Edukten und den Produkten nennt man dann Reaktionsenthalpie H. (Werte gelten für Druck von1013 mbar und Temp. von 25 C und Stoffmenge von 1 mol) (thalpos = Wärme, en = darin) (H von engl. heat) 2H 2 + O2 2H 2 O H = - 572,04 kj (für 2 mol Wasser = 36 g) H ist negativ, wenn die Ausgangsstoffe Energie verlieren. H ist positiv, wenn die Ausgangsstoffe Energie gewinnen. H wird immer für die Stoffmenge 1 mol angegeben. Für das Bsp. Wasser schreibt man also: H / 2 O2 H 2 O H = - 286,02 kj 1 mol Wasserstoff und 0,5 mol Sauerstoff reagieren zu 1 mol Wasser. Anmerkung: Formeln mit Faktoren < 1 darf man schreiben, wenn man Stoffmengen meint, nicht wenn man Atome meint (es gibt keine halben Atome). Endotherme Reaktion: Energie wird aufgenommen. Versuch: Zersetzung von Wasser mittels Elektrolyse H 2 O H / 2 O2 H = + 286,02 kj Ergebnis: Bei der Zersetzung von Wasser wird genauso viel Energie verbraucht, wie bei der Bildung von Wasser frei wird. Es gilt der Satz von der Erhaltung der Energie.

2 Aktivierungsenergie Beobachtung: die Verbrennung von Holz oder Wasserstoff läuft nicht von alleine, zum Auslösen der Reaktion braucht es Aktivierungsenergie. Energiediagramm einer exothermen Reaktion Energie kj Zeit (sec) Energiediagramm einer endothermen Reaktion Energie kj Zeit (sec)

3 Katalysatoren Versuch:2 H 2 O 2 + Kartoffelmus (Kartoffeln reiben) 2H 2 O + O 2 + Kartoffelmus Glimmspanprobe! H 2 O 2 zersetzt sich an der Luft langsam in Wasser und Sauerstoff. Mit einem Katalysator (Kartoffeln enthalten den Bio-Katalysator Katalase) wird die Reaktion erheblich beschleunigt. Ein Katalysator verbraucht sich bei der Reaktion nicht. Er liegt nach der Reaktion unverändert vor. Energiediagramm mit Katalysator Energie kj Katalysatoren senken die Aktivierungsenergie. Zeit (sec) Homogene Katalyse: gleicher Aggregatzustand von Katalysator und Reaktionssystemen (Katalysator kann mit einem Edukt eine Zwischenverbindung bilden). Heterogene Katalyse: verschiedene Aggregatzustände von Katalysator und. Reaktionssystem (z.b. Abgas-Katalysator). Katalysator bewirkt eine Aufweitung beziehungsweise Lockerung von Bindungen.

4 3.5 Die Reaktionsgeschwindigkeit (bei gelösten und gasförmigen Stoffen) V: Katalytische Zersetzung von H 2 O 2 mit MnO 2 (Braunstein) Zeichnung Nachweis von O 2 mit der Glimmspanprobe H 2 O 2 H 2 O + ½ O 2 (exotherme Reaktion) Frage: wie verändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit im Lauf der Zeit? wie kann man dies grafisch arstellen? (mol/l) c c(h 2 O 2 ) Allgemein gilt: t (s) Die Reaktionsgeschwindigkeit v ist die Konzentrationsänderung c pro Zeit t. v = c/ t (in mol/l*s) bei abnehmender Konzentration eines Stoffes während der Reaktion (wie bei diesem Versuch mit H 2 O 2 ) negatives Vorzeichen: v = - c(h 2 O 2 )/ t (Bsp. H 2 + I 2(g) 2 HI bei 356 C v(h 2 ) = 2,53 mmol/l*s (bei 1 mol Ausgangskonz.)) Frage: bleibt v im Laufe der Reaktion konstant? -> nein, wird geringer, da c abnimmt.

5 Wovon hängt die Geschwindigkeit einer Reaktion ab? 1. Blitzreaktionen verlaufen unmessbar schnell, z.b. Reaktion von Bariumdichloridlösung mit Dinatriumsulfatlösung Versuch 1: Beobachtung: weißer Niederschlag Erklärung: das schwer lösliche Bariumsulfat ist entstanden (Nachweis für Sulfationen!) 2. Meßbar verlaufende Reaktionen Versuch 2: 10 %iges Wasserstoffperoxid mit einer Spatelspitze des Katalysators Braunstein versetzen Beobachtung: zunächst zersetzt sich Wasserstoffperoxid heftig, dann immer langsamer Folgerung: hohe RG bei hoher Konzentration, niedrige RG bei niedriger Konzentration Wovon hängt die Reaktionsgeschwindigkeit bei diesen zwei Reaktionen ab? Die RG hängt von der Art der Stoffe ab und von der Konzentration der Edukte. 3. Bei Zimmertemp. nicht ablaufende Reaktionen, z.b. Knallgasreaktion Frage: wovon hängt die Geschwindigkeit sonst noch ab? Versuch 3: eine Hefesuspension produziert Kohlendioxid aus Zucker bei 2 verschiedenen Temperaturen Beobachtung: schnellere Gasentwicklung bei höherer Temperatur

6 Für die Reaktionsgeschwindigkeit (bei nur einem Edukt) gilt: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umso größer, je größer die Geschwindigkeitskonstante k einer Reaktion ist, und je höher die Konzentration des Ausgangsstoffes ist. v = k * c(a) k ist von der Temperatur abhängig (wir bei höherer Temperatur größer). Da sich die Konzentrationen der Stoffe während der Reaktion laufend verändern, verändert sich auch v laufend. Bei einer Reaktion des Typs A + B C + D (Reaktion 2. Ordnung mit zwei Edukten) mit vollständiger Umsetzung heißt die Gleichung v = k * c(a) * c(b) (Beispiel: H 3 O + + OH - 2 H 2 O bei 25 C wenn c(h 3 O + ) und c(oh - ) = 1 mol/l k = 1,5*10 11 l/mol*s v = 1,5*10 11 l/mol*s*1 mol/l * 1 mol/l = 1,5*10 11 mol/l*s sehr schnell!) Versuch 4: Verbrennen von Ethanol ohne und mit Zerstäubung Beobachtung: v ist größer bei höherem Zerteilungsgrad (weiteres Beispiel nennen: Holz brennt, Staub kann explodieren) Zusammenfassung Reaktionsgeschwindigkeit RG abhängig von Beschleunigung durch Ursache der Beschleunigung (erst nach Stoßtheorie ausfüllen) Art eines Stoffes (k) Konzentration höhere K. mehr Zusammenstöße der Teilchen Temperatur 2 höhere T. Bewegungsenergie der Teilchen erhöht Katalysatoren Einsatz von Kat. AE wird herabgesetzt (z.b. durch Lockerung von Bindungen) Zerteilungsgrad höherer Z. mehr Zusammenstöße möglich 2 RGT (Reaktionsgeschwindigkeits-Temperatur)-Regel (nach Van t Hoff) Eine Temp.erhöhung um 10 K erhöht die RG um das Doppelte.

7 3.6 Chemisches Gleichgewicht Die meisten chem. Reaktionen sind umkehrbar, z.b. H 2 + I 2 2 HI H = -10,5 kj 2 HI H 2 + I 2 H = +10,5 kj Bei 300 C liegt 19% des Gemisches in Form der Elemente vor, 81 % als HI, egal ob man von den Elementen oder dem HI ausgeht! Chemisches Gleichgewicht: Edukte und Produkte bestehen nebeneinander in einem bestimmten Mengenverhältnis. Es handelt sich um ein dynamisches Gleichgewicht, da Hinreaktion und Rückreaktion parallel ablaufen (es spalten sich immer einige Produkte, gleichzeitig reagieren die Edukte miteinander. Das Gleichgewicht hat sich eingestellt, wenn das Mengenverhältnis von Edukten und Produkten gleich bleibt. Hinreaktion H 2 + I 2 ========= Rückreaktion 2 HI 3.7 Die Entropie Frage: weshalb gibt es überhaupt eine Rückreaktion, wenn doch die Hinreaktion exotherm verläuft? ob eine Reaktion abläuft, bestimmt neben dem Energieprinzip (Streben nach minimaler Energie) auch noch das Entropieprinzip ( Prinzip vom Streben nach Zunahme der molekularen Unordnung bzw. Bewegungsfreiheit ) (entrepein, gr. = umkehren) 3.8 Das Massenwirkungsgesetz Hinreaktion H 2 + I 2 ========= Rückreaktion 2 HI für die Reaktionsgeschwindigkeiten gilt: v hin = k hin * c(h 2 ) * c(i 2 ) v rück = k rück * c(hi) * c(hi) im chem. Gleichgewicht ist die Hinreaktion gleich groß wie die Rückreaktion, also gilt v hin = v rück umgeformt: k hin c(hi) * c(hi) Produkte oben! --- = = K (Gleichgewichtskonstante) k rück c(h 2 ) * c(i 2 )

8 Das Massenwirkungsgesetz beschreibt das Verhältnis der Konzentrationen von Edukten und Produkten. Es erlaubt Berechnungen, wieviel Produktmenge man bei einer best. Startkonzentration erhalten kann. K(HI-Bildung) = 0,67*10 2 (bei 356 C) Bsp.: c(h 2 ) = 1 mol/l c(i 2 ) = 1 mol/l c(hi) = 0,67*10 2 * 1 mol 2 /l 2 = 8,19 mol/l (= 1048 g HI/mol) Beeinflussung von chem. Gleichgewichten am Beispiel der Ammoniaksynthese (Ausgangsprodukt für Düngemittel, Sprengstoffe, Kunststoffe) N H 2 2 NH 3 H = -92,6 kj (aber N ist träge, viel AE nötig) höhere Konzentration der Edukte Konz. der Produkte nimmt zu höherer Druck Produkte begünstigt, da kleineres Volumen Temp.steigerung begünstigt die endotherme Richtung, also die Edukte (hier ist ein Kompromiss nötig zur hohen AE) Haber-Bosch-Verfahren allgemein gilt das Prinzip von Le Chatelier: Prinzip der Flucht vor dem Zwang Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System einen Zwang (durch T, p, c) aus, so versucht es, dem Zwang auszuweichen.