GLF

Gleichgewicht; Gleichgewichtsreaktion;
Massenwirkungsgesetz (MWG); Prinzip von Le
Chatelier; 1. Zwang: Temperaturerhöhung; 2.
Zwang: Druckerhöhung; 3. Zwang:
Konzentrationserhöhung; Thermodynamik;
Gleichung von Gibbs und Helmholtz; vier
thermodynamische Typen von Reaktionen;
dynamisches Gleichgewicht; Entropie;
(Reaktions-)enthalpie; Bildungsenthalpie;
System und Umgebung; Satz von Hess; Energie
Gleichgewicht
Gleichgewichtsreaktion
Massenwirkungsgesetz (MWG)
Prinzip von Le
Chatelier
1. Zwang:
Tempertaurerhöhung
2. Zwang:
Druckerhöhung
3. Zwang:
Konzentrationserhöhung
Dynamisches
Gleichgewicht
Thermodynamik
Gleichung von
Gibbs und
Helmholtz
Vier thermodynamische Typen
von Reaktionen
Energie
System und
Umgebung
(Reaktions-)
enthalpie
Satz von Hess
Bildungsenthalpie
Entropie
Wenn bei einer Reaktion nicht nur
der Hinweg, sondern auch der
Rückweg ablaufen kann, werden
die Produkte nicht vollständig
umgesetzt. Es bildet sich ein
stabiler Gleichgewichtszustan der
beteiligten Stoffe.
Das chemische Gleichgewicht
ist im Gegensatz zur
Alltagsvorstellung kein
statisches Gleichgewicht,
sondern ein dynamisches.
Stoffe bilden sich und
zerfallen ständig.
Ein chemisches Gleichgewicht
Ein chemisches Gleichgewicht
versucht stets einer Störung
verschiebt sich bei
entgegenzuwirken (z.B.
Temperaturerhöhung auf die Veränderung von T, p oder c),
endotherme Seite  Senkung
indem es sich in die
der Temperatur
entsprechende Richtung
verschiebt.
Ein dynamisches
Gleichgewicht besteht dann,
wenn sich der Zustand eines
Sytems von außern betrachtet
nicht ändert, wenn aber
ständig Vorgänge in beide
Richtungen ablaufen.
Chemie
GLF
Klasse 3
Block 2
Reaktion: xA + yB  zC
MWG:
K = [C]z / [A]x · [B]y
MWG: Produkt der Konz. der
Produkte geteilt durch das
Produkt der Konz. der Edukte.
Ein chemisches Gleichgewicht Ein chemisches Gleichgewicht
verschiebt sich bei Erhöhung
verschiebt sich bei
der Konzentration eines
Druckerhöhung auf die Seite,
Reaktionspartners auf die
auf der die Teilchen weniger
Seite, auf der dieser
Platz beanspruchen  Abbau
verbraucht wird.
des Druckes
H < 0, S > 0  G < 0: läuft
immer von selbst ab
H > 0, S < 0  G > 0: läuft nie von
selbst ab
H < 0, S < 0  G < 0: läuft bei
tiefen Temperaturen
H > 0, S > 0  G < 0: läuft bei
hohen Temperaturen
G = H – T · S
G...Gibbssche freie Enthalpie
H...freie Enthalpie
S...Entropie
Eine Reaktion läuft von selbst,
wenn G < 0 (exergonisch ≠
endergonisch)
Teilgebiet der Chemie und
Physik, welche Aussagen
zulässt, über den Ablauf
chemischer Reaktionen in
Abhängigkeit von Energie,
Temperatur und
Ordnungsgrad.
Die Rekationsenthalpie H ist
die, bei konstantem Druck
aufgrund einer chemischen
Reaktion umgesetzte Wärme.
H < 0...exotherme Reaktion;
H > 0...endotherme Reaktion
Es gibt isolierte (i.),
geschlossene (g.) und offene (o.)
Systeme. Beim i. System kann
weder Stoff noch Energie mit der
Umgebung ausgetauscht
werden. Beim g. System nur
Wärme und beim o. System
beides.
Energie kann viele Formen
einnehmen. Sie bleibt stets
erhalten. Bei offenen Systemen
kann chemische Energie als
Wärme abgegeben werden, im
geschlossenen System kann
zuästzlich Hubarbeit geleistet
werden.
Die Entropie S ist ein Maß
für die Unordnung.
Jeder spontane Vorgang ist
mit einer Zunahme der
Entropie verbunden.
Die molare StandardBildungsenthalpie Hf0 einer
Verbindung ist die
Reaktionsenthalpie, die bei der
Bildung von 1 mol der
Verbindung aus den Elemente
bei Standardbedingungen
umgesetzt wird.
Gesetz der konstanden
Wärmesummen. Die
Reaktionsenthalpie eines
bestimmten Vorganges wird
nur duch den Anfangs- und
den Endzustand des Systems
bestimmt.