Prüfungsaufgaben zur Reaktionsgeschwindigkeit und zum chemischem Gleichgewicht

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1 Prüfungsaufgaben zur Reaktionsgeschwindigkeit und zum chemischem Gleichgewicht Hilfsmittel: Tabellenbuch, Taschenrechner (nicht programmierbar) 1. Folgende Reaktionen finden in geschlossenen Systemen statt. In welche Richtung weicht das System bei Komprimierung (Volumenverringerung) jeweils aus? a) Kalk brennen: CaCO3 CO + CaO b) BOUDOUARD-Gleichgewicht: C + CO CO c) DEACON-Verfahren: 4HCl + O Cl + H O d) CO + NO NO + CO. Kohlenstoffmonoxid reagiert mit Wasserdampf exotherm unter Bildung von CO und H. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Wie ändert sich die Gleichgewichtslage bei Temperaturerhöhung? 3. Iodwasserstoff steht mit Iod und Wasserstoff im Gleichgewicht. a) Notieren Sie die Reaktionsgleichung incl. Wärmetönung (vgl. Tabellenbuch, Bildungsenthalpie) b) Kann die Lage des Gleichgewicht durch Temperaturänderung und/oder Druckänderung beeinflusst werden? Begründen Sie Ihre Antwort und geben Sie ggf. an wie sich das Gleichgewicht verschiebt. 4. Eisen reagiert in einer Gleichgewichtsreaktion bei Rotglut mit Wasserdampf zu Wasserstoff und Fe 3 O 4. a) Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf. b) Wie wirkt sich eine Druckerniedrigung auf die Lage des Gleichgewicht aus? (Aufgabe ähnlich einer Prüfungsaufgabe für CL, gestreckte Abschlussprüfung Teil 1, Sommer 005) 5. Beschreiben Sie den Einfluss eines Katalysators auf eine exotherme Reaktion anhand eines beschrifteten Energiediagramms. (Aufgabe ähnlich einer Prüfungsaufgabe für CL, gestreckte Abschlussprüfung Teil 1, Sommer 005) 6. Schwefeltrioxid entsteht durch die exotherme Reaktion von Schwefeldioxid mit Luftsauerstoff an Vanadiumkatalysator. a) Es wird bei Reaktionstemperatur von ca. ϑ 500 C gewählt. Welche Nachteile hätte einer Unterschreitung und welche Nachteile eine Überschreitung der Reaktionstemperatur? b) Erklären Sie weshalb sich ein Sauerstoffüberschuss günstig auf die Ausbeute auswirkt. (Aufgabe ähnlich einer Prüfungsaufgabe für CL, gestreckte Abschlussprüfung Teil 1, Sommer 005) 7. Gelöstes Ammoniak (NH 3 ) dissoziiert als schwache Base in einer Gleichgewichtsreaktion in Ionen. a) Notieren sie die Reaktionsgleichung. b) Nennen Sie Substanzen, die sie in die Lösung geben können um die Konzentration an Ammoniumionen zu erhöhen. (Aufgabe ähnlich einer Prüfungsaufgabe für CL, nicht-gestreckte Abschlussprüfung Teil 1, Winter 04/05) 8. Geben Sie ein Geschwindigkeits-Zeit-Diagramm für die Einstellung eines chemischen Gleichgewichts einer Gleichgewichtsreaktion an. Zeichen Sie den Verlauf der Reaktionsgeschwindigkeiten für die Hin- und für die Rückreaktion. Gehen Sie davon aus, das zu Beginn nur Edukt vorliegt. (Aufgabe ähnlich einer Prüfungsaufgabe für CL, nicht-gestreckte Abschlussprüfung Teil 1, Winter 04/05) 9. Bei der Synthese von Essigsäureethylester aus Ethansäure und Ethanol in der Hitze wird das entstehende Produkt aus dem Reaktionsgemisch sofort abgetrennt. Erklären Sie diese Maßnahme. 10. Für die Reaktion NO+ H H O + N vervierfacht sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn sich die NO- Konzentration verdoppelt. Verdoppelt man die H -Konzentration, so verdoppelt sich die Reaktionsgeschwindigkeit. Geben Sie das Geschwindigkeitsgesetz und die Reaktionsordnung an. 11. Für die Reaktion NOBr NO + Br beträgt die Reaktionsgeschwindigkeit r(no) = 1, L -1 s -1. Berechnen Sie r(nobr), r(br ) und die koeffizientenbereinigte Reaktionsgeschwindigkeit r. 1. Eine Reaktion besitze bei 10 C eine bestimmte Reaktionsgeschwindigkeit r 1 und erfüllt die RGT-Regel. a) Wie viel mal so groß ist die Geschwindigkeit bei 100 C? b) Bei welcher Temperatur verläuft die Reaktion 5 mal schneller als bei 10 C? 13. Weshalb bezeichnet man chemische Gleichgewichte als dynamische Gleichgewichte? Lösungen unter

2 Lösungen (ohne Gewähr) Nr. 1 Prinzip von LE CHATELIER: Durch Gleichgewichtsverschiebung versucht das System dem äußeren Einfluss ( Zwang ) zu entgehen. Das System verschiebt sich in Richtung der Seite, auf der weniger Gasteilchen existieren. Durch die Verschiebung verringert sich die Stoffmenge an Gasteilchen im System, wodurch der Druck sinkt.: a) Gleichgewichtsverschiebung nach links. b) Gleichgewichtsverschiebung nach links. c) Gleichgewichtsverschiebung nach rechts d) Lage des Gleichgewichts unabhängig vom Druck. Nr. a) CO + H O CO + H H < 0 bzw. CO + H O CO + H + x kj b) Die Temperaturerhöhung bewirkt, dass die Gleichgewicht auf die linke Seite verschoben wird. Die wärmeverbrauchende Reaktion wird also begünstigt (Prinzip des kleinsten Zwangs). Nr. 3 a) H + I HI H = + 5,5 kj b) Eine Druckänderung wirkt sich nicht auf die Gleichgewichtslage aus, da links und rechts der Reaktionsgleichung die Gasteilchenmenge identisch ist. HI ist eine endotherme Verbindung, d.h. bei ihrer Bildung aus den Elementen wird Energie/Wärme benötigt. Endo therme Verbindungen neigen häufig dazu, spontan in die Elemente zu zerfallen. Oft ist ihr Zerfall - obwohl energetisch begünstigt! aus anderen Gründen gehemmt (z.b. hohe Aktivierungsenergie erforderlich). Der Betrag der Enthalpieänderung bei der Bildung einer Verbindung aus den Elementen wird Bildungsenthalpie genannt und kann Tabellenbüchern entnommen werden. Bei Temperaturerhöhung wird die wärmeverbrauchende Reaktionsrichtung bevorzugt, bei HI also die Hinreaktion (Prinzip des kleinsten Zwangs). Eine Temperaturerhöhung verschiebt das Gleichgewicht nach rechts. Eine Temperaturerniedrigung verschiebt das Gleichgewicht nach links. Nr. 4 a) 3Fe + 4H O Fe3O4 + 4H b) Die Anzahl der Gasteilchen links und rechts der Reaktionsgleichung ist gleich, da bei 500 C H O gasförmig vorliegt. Druckerhöhung verändert die Lage des Gleichgewichts nicht, das heißt, das Stoffmengenverhältnis H O:H im Gleichgewicht ist durch Druckänderung nicht zu beeinflussen. Nr. 5 z.b. A+B C Mit Katalysator: roter Kurvenverlauf. Ohne Katalysator: schwarzer Kurvenverlauf Energie A+B (Edukte) Aktivierungsenergie. Mit Katalysator niedrigerer Wert frei werdende Energie C (Produkte) Reaktionsverlauf

3 Der Katalysator setzt die benötigte Aktivierungsenergie der Reaktion herab. Bei Anwesenheit eines Katalysators erreicht ein größerer Teil der Edukte die zur Reaktion notwendige Energie (Aktivierungsenergie). Die Energie der Edukte ist nicht für alle Moleküle gleich, sondern gehorcht der BOLTZMANN-Verteilung. Diese Energieverteilung stellt sich immer neu ein, so dass ständig Edukte die notwendige Energie besitzen. Da durch die Herabsetzung der Energiebarriere ein größerer Eduktanteil die notwendige Energie besitzt, ist die Reaktionsgeschwindigkeit höher als im unkatalysierten Fall (Dies geht aus dem Energiediagramm oben nicht hervor, da es nur den Energieverlauf eines Teilchens zeigt. Aus dem Diagramm oben können keine Reaktionsgeschwindigkeiten abgelesen werden.) Nr. 6 Es handelt sich um folgende Gleichgewichtsreaktion: SO + O SO H < 0 3 Eine Temperaturerhöhung würde gemäß des Prinzips des kleinsten Zwang das Gleichgewichts nach links verschieben, da dann der wärmeverbrauchende Rückreaktion begünstigt wäre. Eine Temperaturerniedrigung wirkt sich wegen der sinkenden Reaktionsgeschwindigkeit auch negativ aus. Durch die Senkung der Aktivierungsenergie sinkt, der BOLTZMANN-Verteilung folgend, die mittlere kinetische Energie der Reaktanden. Das bedeutet, dass einer nur eine kleinerer Anteil der Moleküle die zur Reaktion erforderliche Aktivierungsenergie erreicht. Die Reaktionstemperatur von 500 C stellt, was in der Technik häufig der Fall ist, ein Kompromiss zwischen Ausbeute und Reaktionsgeschwindigkeit dar. b) Ein Erhöhung des Partialdrucks von O begünstigt die sauerstoffverbrauchende Reaktion, also die Bildung von SO 3 (Prinzip des kleinsten Zwangs) Nr. 7 NH + H O NH + OH + a) 3 4 b) Durch H 3 O + -Zugabe lässt sich die OH -Konzentration senken: H 3 O + + OH H O. Es kann z.b. Salzsäure HCl aq oder Essigsäure HAc zugegeben werden. Nr. 8 r (z.b. in L -1 s -1 ) r hin r rück Das chemische Gleichgewicht ist dann erreicht, wenn die Geschwindigkeiten der Hinreaktion und Rückreaktion sich angleichen. Ab diesem Zeitpunkt ändern sich die Konzentrationen der Reaktanden nicht mehr. Nr. 9 t (z.b. in s) CH CH OH + CH COOH CH CH O CO CH CH + H O Es handelt sich um eine Gleichgewichtsreaktion. Erniedrigt man die Konzentration des Produkts, dann wird das Gleichgewicht der Reaktion auf die Produktseite verschoben. Durch ständiges Entfernen des Produkts kann man so auch bei einer Gleichgewichtsreaktion vollständigen Stoffumsatz erreichen. Nr. 10 Reaktionsgleichung: NO+ H H O + N x y Geschwindigkeitsgesetz (allgemein): r = k c ( NO) c ( H )

4 x und y stehen für Hochzahlen (Potenzen), die anhand der Aufgabenstellung herausgefunden werden sollen. Es gibt keinen Zusammenhang zwischen den Koeffizienten der Reaktionsgleichung ( und ) und den Potenzen! Kurzer Lösungsweg durch Überlegen: Führt eine Verdoppelung der Konzentration zu einem viermal höheren Wert, so muss die Konzentration im Quadrat einfließen, da (*c) = *c =4*c. x= Führt eine Verdoppelung der Konzentration zu einem doppelt so hohen Wert, so muss die entsprechende Konzentration einfach eingehen, da (*c) 1 = 1 *c =*c. y= 1. Nr. 11 Achtung: Änderung in der Aufgabenstellung c( NOBr) c( NO) c( Br ) r = = = (vgl. Definition der koeffizientenbereinigten Geschw. aus Unterrichtsunterlagen t t 1 t oder blauem Buch S Um die negative Konzentrationsänderung der Edukte rechnerisch auszugleichen wird der negative Koeffizient der Reaktionsgleichung gewählt. Reaktionsgeschwindigkeiten r werden stets positiv angegeben). r(no) = 1, L -1 s -1 bedeutet: Konzentrationsänderung von c(no) = 1, /L pro Sekunde ( t = 1 s) Berechnung von r (koeffizientenbereinigte Reaktionsgeschwindigkeit) r 4 1,6 10 c( NO) L 5 r = r = = 8,0 10 t 1s L s Berechnung von r(nobr) Die Geschwindigkeit r(nobr) muss genau so groß sein wie r(no), weil das Koeffizientenverhältnis der Reaktionsgleichung zeigt, dass für pro NO-Molekül ein NOBr-Molekül verbraucht wird. Wenn in einer bestimmten Zeit die NO-Konzentration zunimmt, so nimmt um den gleichen Betrag die NOBr-Konzentration ab. 4 ( ) r( NO) 1,6 10 s = = r NOBr L Berechnung von r(br ) Aus der Reaktionsgleichung geht hervor, dass die Bildungsgeschwindigkeit r(br ) halb so groß sein muss, wie r(no) (folgt aus Koeffizientenverhältnis :1). 1 r( Br ) = r( NO) 1 r( Br ) = 1,6 10 = 0,8 10 L s 4 4 L s Nr. 1 RGT-Regel: Erhöhung der Reaktionstemperatur um 10 C führt bei sehr vielen Reaktionen ungefähr zu einer Verdoppelung der Reaktionsgeschwindigkeit. Es handelt sich um eine Schätzung. Es macht daher wenig Sinn mithilfe dieser Schätzung genaue Angaben zu machen. a) Temperaturdifferenz: 90 C. Für jede 10 C verdoppelt sich die Geschwindigkeit (10 C:, 0 C: 4, 30 C: 8, 40 C: 16. Für 90 C 9 = 51. Die Reaktion verläuft ca. 51 mal so schnell. Alternativ: Verwendung der Formel (vgl. blaues Buch) ϑ ϑ1 100 C 10 C n n = 9 10 C 10 C r = r r = r = 51 r n

5 Die Reaktion verläuft ca. 51 mal so schnell. b) Die Temperaturänderung liegt im Bereich ϑ= 0-30 C (0 C Temperaturerhöhung bedeutet 4fach höhere Geschwindigkeit, 30 C bedeutet 8fach höhere Geschwindigkeit). n lg5 = 5 => n = log 5 =,3 ; Der Logarithmus von 5 zur Basis (log 5) kann mit dem Taschenrechner berechnet lg werden, indem man den dekadischen Logarithmus des Numerus (5) durch den dekadischen Logarithmus der Basis () teilt: lg5/lg (vgl. blaues Buch, S. 6 ff!). Die Temperaturerhöhung muss ca. 3 C erreichen. Nr. 13 Auch im Gleichgewichtszustand reagieren Moleküle in die eine und in die andere Richtung. die Reaktionsgeschwindigkeiten sind in beide Richtungen ungleich 0 L -1 s -1. Beide Reaktionsgeschwindigkeiten (v hin und v rück ) sind dabei jedoch gleich groß, so kein Nettostoffumsatz mehr erfolgt.