Gleichgewichte - Spalatin Gymnasium

Massenwirkungsgesetz
Stelle das MWG folgender Reaktionen in einer geeigneten Schreibweise (Kn,
Kc oder Kp) auf! Gib die Einheiten der GG-Konstanten an!
a) Knallgas-Reaktion
b) Photosynthese
c) Kontakt-Verfahren
12mol Ethansäure und eine unbekannte Stoffmenge Ethanol wurden zur
Reaktion gebracht. Die eingesetzte Säure war in 5mol Wasser gelöst. Im GGZustand waren daraus 7 mol Ester entstanden. Man weiß: Kc = 4
Berechne die Ausbeute dieser Reaktion!
Im Synthesegas-GG ( H2O+ CO
H2 + CO2; Kn = 0,2; ΔRH = -41 kJ/mol)
werden 63g Wasserdampf und 4mol Kohlenmonoxid zur Reaktion gebracht.
Berechne die Stoffmenge von Wasserstoff im GG-Zustand!
LeChatelier
Bestimme die Auswirkung einer Druck- bzw. Temperaturerhöhung
auf die folgenden stofflichen Systeme, welche sich im Zustand des
chemischen Gleichgewichts befinden sollen!
a)
Br2 (l) + H2
2 HBr
ΔRH > 0
b)
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
ΔRH logisch
c)
2H2O2
2H2O + O2
ΔRH < 0
Nenne alle Möglichkeiten, um beim Syntehsegas-GG die Wasserstoff-Menge
zu erhöhen! Begründe Deine Antworten! (Wasser soll flüssig sein!)
Was kannst über Du den Aggregatzustand des Wassers in der Reaktion
2NH3 + 3CO2
N2 + 3CO + 3H2O
sagen, wenn bekannt ist, dass die Stickstoff-Bildung durch niedrigen Druck
begünstigt wird? Begründe Deine Antwort!
Gib die Reaktionsgleichung der Ammoniak-Synthese an. Begründe, warum
diese wichtige Reaktion in der Praxis bei hohem Druck und etwa 400°C
durchgeführt wird!
Brønstedt-Theorie
Vergleiche die Säure- und Base-Definitionen von Arrhenius und Brønstedt!
Erkläre die Autoprotolyse am Bsp. von Wasser. Verwende den typischen
Zahlenwert!
Entwickle eine Reaktionsgleichung für die Reaktion zwischen
a) der Säure HCO3- und der Base OHb) der Base HCOO- und der Säure H2O
c) der Säure NH4+ und der Base CO32Begründe Deine Vermutung über den pH-Wert-Bereich folgender Lösungen
mit der Brønstedt-Theorie!:
a) Ammoniak
b) Natriumphosphat
c) Bariumbromid
d) Eisen(III)chlorid
Berechne folgende pH-Werte:
a) 1,5M Salzsäure
b) 7%ige Perchlorsäure (Bau siehe Bild )
c) 0,2M Natronlauge
d) 2M Essigsäure
e) Cyankali-Lösung (KCN) mit w=20%
Erkläre die Wirkungsweise eines Essigsäure/Acetat-Puffers!
Eine Probe von 20ml Joghurtdrink verbrauchte bis zum Äquivalenzpunkt
45ml einer 0,1M NaOH-Maßlösung.
a) Berechne die Konzentration der enthaltenen Milchsäure!
b) Berechne den pH-Wert der Milchsäure (pKS = 3,9)
c) Beschreibe die beiden geeigneten Indikations-Methode und begründe,
weshalb die dritte Taktik ungeeignet ist!
Ein Puffer wird erzeugt, indem man 70ml einer 1M salpetrigen Säure mit
30ml 1M NaOH versetzt.
a) Berechne den pH-Wert des Puffers!
b) Berechne die pH-Änderung bei der Zugabe einer 0,5g schweren NaOHTablette zum Puffersystem!
Lösungen MWG & LeCahtelier
a) Knallgas-Reaktion: 2H2 + O2
b) Photosynthese:
2H2O;
6CO2 + 6H2O
C6H12O6 + 6O2;
c) Kontakt-Verfahren: 2SO2 + O2
CH3COOH + HO-C2H5
12mol
xmol
12-7
x-7
Start:
GG:
Kc= Kn =

ntheoretisc h

Kp 
c(C6H12O6 )  c(O2 ) 6
c(H2O) 6  c(CO2 ) 6
p(SO3 )²
p(SO2 )² p(O2 )
CH3COO-C2H5 + H2O
0mol
5mol
7
12
7mol
= 62,5%
11,2mol
H 2O
3,5mol
3,5-x
Kc= Kn =
2SO3
Kc 
p(H2O)²
p(H2 )²  p(O2 )
nEster  nWasser
7  12
 4=
 20x – 140 = 84  x= 11,2 mol
nAlkohol  nSäure
5  ( x  7)
npraktisch
Start:
GG:
Kp 
nH2  nCO2
nH2O  nCO
Br2 (l) + H2
CH4 + 2O2
2H2O2
+
CO
4mol
4-x
 0,2 =
H2
0mol
+
x
x²
| solve
(3,5  x)  (4  x)
Gleichung
2 HBr
CO2 + 2H2O
2H2O + O2
Syntehsegas-GG: CO + H2O
ΔRH
>0
<0
<0
CO2
0mol

x
x = 1,155 mol
Kühlung
Kompression
Versch. nach links
Versch. nach links
Versch. nach rechts nichts (H2O ist
gasförmig)
Versch. nach rechts Versch. nach links
CO2 + H2
kJ
ΔRH = ΔBHCO2 - ΔBHCO - ΔBHH2O = -393 + 110,5 +285 = +2,5 mol




Zugabe von CO oder Wasser (Ausgangsstoffe der gewünschten Richtung)
Entzug von CO2 oder Wasserstoff (Produkte der gewünschten Richtung)
Druck-Absenkung (da die H2-Seite das größere Volumen hat – 2mol > 1mol)
Erwärmung (da die gewünschte Richtung endotherm ist)
Wasser ist gasförmig.
Grund: Niedriger Druck begünstigt die Reaktion in die Richtung, in der das größere
Gasvolumen ist. Links befinden sich 5 mol Gas. Rechts muss das Gesamtvolumen größer
sein, und das ist es nur, wenn Wasser gasförmig ist.
N 2 + 3 H2
2NH3
Diese Reaktion ist exotherm und würde bei niedrigen Temperaturen eine bessere
Ammoniak-Ausbeute haben als bei 400°C. Aber dabei wäre die Reaktionsgeschwindigkeit
unzureichend, weil der Katalysator erst ab 400°C effektiv genug wirkt.
Lösungen Brønstedt-Theorie
Säure-Definition: Beide definieren Säuren als H+- abgebenden Stoff.
Arrhenius setzt dafür jedoch eine wässrige Lösung voraus.
Basen-Definition: Arrhenius als OH—Donator, Brønstedt als H+-Akzeptor
Autoprotolyse = Protonenübergang von einem Teilchen zu einem identischen
Teilchen. So kann ein Wasser-Molekül ein H+ an ein anderes H2O-Molekül
14
abgeben: H2O + H2O  OH- + H3O+ Dabei ist cH O  cOH   10 moll²²
3
a) HCO3- + OH-  CO32- + H2O
b) HCOO- + H2O  HCOOH + OHc) NH4+ + CO32-  NH3 + HCO3a) Ammoniak- Lösung ist basisch. Grund: NH3 ist guter Protonen-Akzeptor
b) Natriumphosphat ist basisch. Grund: PO43- ist guter Protonen-Akzeptor
c) Bariumbromid ist neutral.
Grund: weder Ba2+ noch Br- sind pH-wirksam.
d) Eisen(III)chlorid ist sauer: Grund: Fe3+ kann OH--Liganden binden und
dadurch im anfangs neutralen Wasser damit einen H+-Überschuss erzeugen
a) starke Säure  cH+ = cHCl = 1,5 mol
 pH = -lg(1,5) ≈ -0,18
l
b) 7%ige bedeutet: 7% der Masse von 1l Lösung sind HClO4, als
n
70g
m

 0,7mol
g
M 100,45 mol
 cH+ = 0,7 mol
l (da es eine starke Säure ist)  pH = -lg(0,7) ≈ 0,15
c) starke Base  cOH- = cNaOH = 0,2M
 cH+ = 10-14
mol²
l²
: 0,2 mol
= 5 10-14 mol
 pH = -lg(5 10-14) = 13,3
l
l
d) schwache Säure  KS =
cH+ ≈ 5,97  10-3
mol
l
mol
l
cH  cAcetat
cSäure

(cH )²
cSäure
 1,78 10-5 mol
l =
(cH )²
2 moll
|solve
 pH=-lg(5,97  10-3 ) = 2,22
e) w=20% bedeutet: in 1l (1000g) sind 200g KCN  n  m  200gg  3,07mol
M
schwache Base  KB =
cOH   cHCN
cCN 

-14
cOH- = 8,7810-3 mol
l  cH+ = 10
Puffer-GG: CH3-COOH + H2O
(cOH  )²
cKCN
mol²
l²
65,12 mol
(cOH  )²
-5 mol
, also 2,51 10
l
=
3,07 moll
|solve
: 8,7810-3 = 1,1410-12 mol
 pH = 11,9
l
CH3-COO- + H3O+
Säure-Abfang: Zugabe von H+ verschiebt das GG nach link
 H+ wird größtenteils verbraucht , pH bleibt fast konstant
Basen-Abfang: Entzug von H+ verschiebt das GG nach rechts
 H3O+ wird größtenteils nachgebildet, pH bleibt konstant
Eine Probe von 20ml Joghurtdrink verbrauchte bis zum Äquivalenzpunkt
45ml einer 0,1M NaOH-Maßlösung.
a) cNaOH  VNaOH = cMilchsäure  VMilchsäure
0,1 moll  0,045l = cMilchsäure  0,02l  cMilchsäure = 0,225 mol
l
b) KS =
cH  cSäurerest
cSäure

(cH )²
cSäure
, also 10-3,9 =
(cH )²
0,225 moll
 cH+ = 5,32 10-3 mol
l
 pH = -lg(5,32 10-3) = 2,27
c) Farbindikatoren sind ungeeignet, da die Probe farbig ist. Also bleibt
nur Potentiometrie
oder
Konduktometrie
a) nHNO2 = cV = 1 moll  0,07l = 0,07mol; nNaOH = cV = 1 moll  0,03l = 0,03mol
 von den 0,07mol schwachen Säure reagieren 0,03mol mit OH- zu Nitrit
 In 100ml Puffer sind 0,04mol HNO2 und 0,03mol NO2-; c=0,4 moll und 0,3 moll
 Laut Hendersen-Hasselbach: pH = pKS - lg
b) 0,5g NaOH enthalten n=
0,4 mol
cSäure
= 3,14- lg moll = 3,015
cBase
0,3 l
m 0,5 g

= 0,0125mol OH-. Werden diese vom Puffer
g
M 40 mol
abgefangen, setzt dies weitere 0,0125mol der HNO2 zu Nitrit um.
0,04mol  0,0125mol
0,03mol  0,0125mol
 0,275 mol
 0,425 mol
 cHNO2 
und cNO2 
l
l
0,1l
0,1l
c
0,275
 Laut Hendersen-Hasselbach: pH = pKS - lg Säure = 3,14 - lg
= 3,329
cBase
0,425
 Der pH-Wert steigt um 0,314.