A Reaktionsgleichungen

Chemie
Technische BerufsmaturitÄt
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A Reaktionsgleichungen
Die Darstellung einer Reaktion in einer Reaktionsgleichung ist ein Åbersichtliches und anschauliches Hilfsmittel, das die an der Reaktion beteiligten Stoffe und deren Umsetzung
wiedergibt und den Reaktionstyp erkennen lÄsst.
Die Aufstellung von Reaktionsgleichungen wird durch zwei Grundgesetze ermÇglicht:
Gesetz von der UnzerstÄrbarkeit der Elemente
Bei einer chemischen Reaktion werden weder Elemente zerstÇrt noch neue gebildet.
Gesetz von der Erhaltung der Masse
Die Gesamtmasse der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe bleibt
unverÄndert.
Die Edukte (Ausgangsstoffe) stehen auf der linken, die Produkte auf der rechten Seite der
Reaktionsgleichung. Dazwischen steht ein Reaktionszeichen, das die Richtung der Reaktion
und die Stoff- und Massengleichheit wiedergeben soll.
Durch einen einfachen Pfeil kennzeichnet man Reaktionen, die nur in einer Richtung ablaufen.
2 Na + 2 H2O
2 NaOH + H2
Gleichgewichtsreaktionen erhalten einen Doppelpfeil, der andeuten soll, dass die Reaktion
auf beide Seiten ablaufen kann.
CaCO3
CaO + CO2
Besondere Bedingungen werden Åber den Reaktionspfeil geschrieben.
2 KClO3
 / Kat
2 KCl + 3 O2
Zur leichten Erkennung von entweichenden Gasen oder ausfallenden NiederschlÄgen setzt
man besondere Pfeile ein.
2 Na + 2 H2O
Ca(OH)2 + CO2
2 NaOH + H2
CaCO3 + H2O
Aufstellen von Reaktionsgleichungen
Die an einer Reaktion beteiligten Edukte und Produkte und deren formelmÄssige Zusammensetzung mÅssen bekannt sein.
Reaktionen
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Beispiele:
a) Kaliumhydroxid KOH reagiert in wÄssriger LÇsung mit Aluminiumchlorid AlCl3 zu Kaliumchlorid KCl und Aluminiumhydroxid Al(OH)3.
ZunÄchst schreibt man die Formeln der Edukte auf die linke, die der Produkte auf die
rechte Seite des Reaktionspfeils. Damit die Stoffbilanz ausgeglichen ist, muss jede Atomsorte, die in den Edukten auftritt auch in den Produkten enthalten sein.
KOH + AlCl3
KCl + Al(OH)3
Damit auch die Massenbilanz ausgeglichen ist, mÅssen die einzelnen Formeln der Stoffe
in geeigneter Weise mit Koeffizienten vervielfacht werden, bis von jeder Atomsorte auf
beiden Seiten des Reaktionspfeiles je gleich viele Atome vorhanden sind.
3 KOH + AlCl3
3 KCl + Al(OH)3
b)
2 NaCl + H2SO4
2 HCl + Na2SO4
c)
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4
Ca3(PO4)2 + 6 H2O
Aufgaben
Erstellen Sie in den folgenden unvollstÄndigen Reaktionsgleichungen die Massengleichheit:
1. KClO3
KCl + O2
2. Fe(OH)3
Fe2O3 + H2O
3. N2 + H2
NH3
4. TiF4 + H2SO4
5. NH3 + O2
HF + SO3 + TiO2
NO + H2O
6. C2H4O2 + O2
7. NO2 + O2 + H2O
CO2 + H2O
HNO3
Quantitative Beziehungen
Eine chemische Reaktionsgleichung besitzt einen doppelten Aussageinhalt. Sie macht eine
qualitative Aussage und eine quantitative.
Beispiel:
C2H4 + 3 O2
2 CO2 + 2 H2O
Qualitative Aussage
Ethen verbrennt zu Kohlendioxid und Wasser.
Reaktionen
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Quantitative Aussage
TeilchenzahlenverhÅltnis:
1 MolekÅl Ethen verbrennt mit 3 MolekÅlen Sauerstoff zu
2 MolekÅlen Kohlendioxid und 2 MolekÅlen Wasser.
StoffmengenverhÅltnis:
1 Mol Ethen verbrennt mit 3 Mol Sauerstoff zu 2 Mol Kohlendioxid und 2 Mol Wasser.
MassenverhÅltnis:
28,0 g Ethen verbrennt 96,0 g Sauerstoff zu 88,0 g Kohlendioxid und 36,0 g Wasser.
VolumenverhÅltnis:
Im Normzustand (0 ÉC und 1,013 bar) betrÄgt das Molare
Volumen eines idealen Gases Vm,n = 22,41 L/mol.
Daraus ergibt sich das folgende VolumenverhÄltnis der reagierenden Stoffe:
22,4 L Ethen verbrennt mit 67,2 L Sauerstoff zu 44,8 L Kohlendioxid und 44,8 L Wasserdampf.
StÄchiometrie
Mit Hilfe der obigen quantitativen Beziehungen lassen sich Berechnungen Åber die StoffumsÄtze bei einer chemischen Reaktion anstellen.
Beispiele:
a) 3,5 kg Bleichromat PbCrO4 sollen durch Umsetzung von Bleiacetat mit Kaliumbichromat
hergestellt werden. Welche Masse an Kaliumbichromat ist einzusetzen ?
2 Pb(CH3COO)2 + K2Cr2O7 + H2O
n PbCrO 4  
2 PbCrO4 + 2 CH3COOH + 2 CH3COOK
3500g
 10,8292mol
323,2g/mol
n  K 2Cr2O7   10,8292mol : 2 = 5,4145mol
m  K 2Cr2O7   5,4145mol  294,2g/mol  1592,9g = 1,59 kg
Reaktionen
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b) Wie viele Liter Luft (Sauerstoffanteil = 21,0 %) braucht es zur Verbrennung von 1,00 kg
Koks (Kohlenstoffgehalt = 91,0 %) ?
C + O2 (g)
CO2
m  C   1000g  0,91 = 910g
n  C   910g : 12,01g/mol  75,77019mol = n  O2 
V  O2   75,77019mol  22,41L/mol = 1698,0099L
V Luft   1698,0099L:0,21 = 8085,761L = 8086 L
Aufgaben
1. 10,0 g Lithium werden mit Wasser umgesetzt
2 Li + 2 H2O
2 LiOH + H2
a) Wie viele g Wasser werden verbraucht ?
b) Wie viele Liter Wasserstoff werden frei gesetzt ?
2. Wie viele g Kaliumchlorat mÅssen erhitzt werden, damit 10,0 Liter Sauerstoffgas entweichen ?
2 KClO3
2 KCl + 3 O2 (g)
3. Wie gross ist der Massenverlust beim GlÅhen von 3,48 g Calciumcarbonat ?
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
4. Wie gross ist die Gas-Dichte bei Normbedingungen von Methan CH4 ?
5. Welche Stoffmenge an Cl--Ionen wird beim LÇsen von 2,50 g CaCl2 freigesetzt ?
2+
CaCl2
Ca + 2 Cl
6. Wie viele g Wasser entstehen bei der Explosion von 1,00 Liter Wasserstoffgas (NB) ?
2 H2 + O2
2 H2O
7. Die Probe einer verdÅnnten SchwefelsÄure wird mit Bariumchlorid versetzt. Es fallen 1,165 g
BaSO4-Niederschlag aus. Wie viele Gramm reine SchwefelsÄure enthielt die Probe ?
H2SO4 + BaCl2
BaSO4 + 2 HCl
8. 10,0 g einer Mischung von je 50 % CaCO3 und MgCO3 werden mit SalzsÄure gekocht. Welches
Volumen nimmt das dabei entwickelte CO2 (NB) ein ?
CaCO3 + 2 HCl
CaCl2 + H2O + CO2 (g)
MgCO3 + 2 HCl
MgCl2 + H2O + CO2 (g)
9. 10,0 mL einer SalzsÄure werden mit Silbernitrat AgNO3 versetzt. Der entstehende SilberchloridNiederschlag AgCl wiegt 1,285 g. Wie viele Liter Chlorwasserstoffgas sind in einem Liter dieser
SalzsÄure gelÇst ?
HCl + AgNO3
AgCl + HNO3
10. 290,8 mg des Eisenerzes Magnetit enthalten 56,8 % Fe3O4. Die Probe wird in SÄure gelÇst und
3+
auf ein Volumen von 100 mL verdÅnnt. Wie viele mmol Fe -Ionen sind in einem Liter dieser LÇsung enthalten ?
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B Reaktionsgeschwindigkeit
Als Mass fÅr den zeitlichen Ablauf einer chemischen Reaktion dient uns die Reaktionsgeschwindigkeit v.
Unter der Reaktionsgeschwindigkeit v versteht man das VerhÄltnis aus der GehaltsÄnderung eines beteiligten Stoffes und der dazu benÇtigten Zeit.
Stosstheorie
FÅr den Eintritt einer Reaktion ist Bedingung, dass die kleinsten Teilchen der Reaktionspartner aufgrund der WÄrmebewegung zusammen stossen. Der Zusammenstoss muss so heftig
erfolgen, dass in den reagierenden Stoffen die alten Bindungen gelÇst werden, damit durch
den Aufbau von neuen Bindungen andere Stoffe entstehen kÇnnen. Eine chemische Reaktion lÄuft also umso schneller ab, je mehr erfolgreiche ZusammenstÄsse pro Zeiteinheit
zwischen den kleinsten Teilchen erfolgen.
AbhÅngigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit
Temperatur
Eine hÇhere Temperatur bewirkt eine grÇssere Teilchengeschwindigkeit und es
kommt hÄufiger zu StÇssen.
Die Teilchen prallen zudem heftiger aufeinander, der Anteil an erfolgreichen
StÇssen wird grÇsser.
HT
HT
aktivierte
Teilchen
aktivierte
Teilchen
ES
Faustregel:
E
ES
E
Pro 10ÉC TemperaturerhÇhung verdoppelt sich die
Reaktionsgeschwindigkeit.
Konzentration
Mit der Konzentration Ändert sich die Teilchendichte und damit die Wahrscheinlichkeit fÅr ZusammenstÇsse.
Reaktionen
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Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zum Produkt
der Konzentrationen der Reaktionspartner.
v = k Ñ c(A) Ñ c(B)
k ist eine von der Temperatur und dem Druck abhÄngige ProportionalitÄtskonstante.
Im Verlaufe einer Reaktion nimmt die Konzentration der Edukte stÄndig ab und damit auch
die Reaktionsgeschwindigkeit.
v
t
OberflÅche
In heterogenen Systemen kÇnnen sich die Teilchen der Reaktionspartner nur
an der GrenzflÄche treffen. Je feiner die Stoffe verteilt sind, umso grÇsser ist die
GrenzflÄche und umso hÄufiger die ZusammenstÇsse.
Katalysator
Katalysatoren sind Stoffe, die in kleinen Mengen die Reaktionsgeschwindigkeit
um grosse BetrÄge vergrÇssern, indem sie die Energie fÅr einen erfolgreichen
Stoss herunter setzen.
Nach der Reaktion liegen sie in unverÄnderter Form wieder vor und kÇnnen erneut in Funktion treten.
HT
HT
aktivierte
Teilchen
aktivierte
Teilchen
ES
Reaktionen
E
ES
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E
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Aufgaben
1. BegrÅnden Sie mit Hilfe der Stosstheorie die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindig-
keit durch
a) Temperatur
b) Druck
c) Katalysator
2. Eisenpulver wird in eine verdÅnnte SalzsÄure mit c(HCl) = 0,1 mol/L gegeben. Zu Beginn
der Reaktion entwickeln sich bei einer Reaktionstemperatur von 20ÉC Wasserstoffgas mit
einer Geschwindigkeit v = 0,5 mmol/s.
a) Berechnen Sie die Geschwindigkeitskonstante k !
b) Mit welcher Geschwindigkeit wÅrde sich Wasserstoff unter gleichen Bedingungen aber
bei einer Anfangskonzentration von c(HCl) = 0,2 mol/L entwickeln ?
c) Mit welcher Geschwindigkeit wÅrde sich Wasserstoff bei gleichem Ansatz aber bei
einer Reaktionstemperatur von 30ÉC ungefÄhr entwickeln ?
C Chemisches Gleichgewicht
Viele Reaktionen sind umkehrbar, d.h. die entstandenen Stoffe reagieren miteinander wieder
zu den Ausgangsstoffen. Man bezeichnet die beiden Reaktionen als Hin- und RÅckreaktion.
Hinreaktion:
Kohlendioxid bildet mit Wasser KohlensÄure
Stickstoff und Wasserstoff bilden Ammoniak
Kohlenmonoxid verbrennt zu Kohlendioxid
RÅckreaktion:
KohlensÄure zerfÄllt in Kohlendioxid und
Wasser
Ammoniak zerfÄllt in Stickstoff und Wasserstoff
Kohlendioxid zerfÄllt in Kohlenmonoxid und
Sauerstoff
In vielen umkehrbaren Reaktionen setzt die RÅckreaktion ein, sobald sich Reaktionsprodukte
gebildet haben. Solche Reaktionen werden mit einem Doppelpfeil gekennzeichnet.
CO2 + H2O
H2CO3
Die RÅckreaktion verlÄuft in der Folge aufgrund der stÄndig steigenden Konzentrationen der
Reaktionsprodukte immer schneller. Die Hinreaktion hingegegen verlÄuft aufgrund der abnehmenden Konzentrationen der Ausgangsstoffe immer langsamer. Die Reaktion erreicht
einen Zustand, in welchem Hin- und RÅckreaktion gleich schnell sind, d.h. die Konzentrationen der Reaktionspartner bleiben konstant, die Reaktion ist scheinbar zum Stillstand gekommen.
Diesen Zustand bezeichnet man als Chemisches Gleichgewicht, entsprechende Reaktionen als Gleichgewichtsreaktionen. Sie verhindern den vollstÄndigen Umsatz der Ausgangsstoffe. Die Gleichgewichtslage wird durch die eingestellten Konzentrationen der beteiligten Stoffe beschrieben.
Reaktionen
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v
vH
vH = vR = const
vR
Einstellzeit
t
Da im chemischen Gleichgewicht weder die Geschwindigkeit der Hinreaktion noch die Geschwindigkeit der RÅckreaktion Null ist, handelt es sich um ein
dynamisches Gleichgewicht
Vergleich:
Durch den steigenden FlÅssigkeitsspiegel steigt der
Schweredruck im GefÄss und damit die Ausfliessgeschwindigkeit. Fliesst gleich viel Wasser aus wie ein, bleibt
das Niveau konstant, ein dynamisches Gleichgewicht hat
sich eingestellt.
Massenwirkungsgesetz
Quantitativ wird der Zusammenhang zwischen den Konzentrationen der Reaktionspartner im
Chemischen Gleichgewicht durch das Massenwirkungsgesetz ausgedrÅckt:
FÅr chemische Reaktionen ist im Zustand des Gleichgewichts der Quotient aus
dem Produkt der Stoffmengen der Produkte und dem Produkt der Stoffmengen
der Edukte konstant.
Die sich daraus ergebende Gleichgewichtskonstante K ist ein Mass fÅr die Lage des chemischen Gleichgewichts.
grosse K-Werte:
kleine K-Werte:
Gleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte.
Gleichgewicht liegt auf der Seite der Edukte.
Die Gleichgewichtskonstante ist temperatur- und druckabhÄngig und muss experimentell bestimmt werden (nachzulesen in Tabellenwerken).
Reaktionen
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Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts
Qualitativ lÄsst sich die Beeinflussung, welche ein Gleichgewicht beim VerÄndern von Konzentrationen, Druck und Temperatur erfÄhrt, mit Hilfe des Prinzips von Le ChÖtelier beurteilen.
Wird ein Äusserer Zwang auf ein chemisches Gleichgewicht ausgeÅbt, wird die
Teilreaktion begÅnstigt, die den Äusseren Zwang vermindert.
Beeinflussung durch Temperatur
 WÄrmezufuhr begÅnstigt die endotherme Teilreaktion.
 KÅhlen begÅnstigt die exotherme Teilreaktion.
Beeinflussung durch Druck
 Überdruck begÅnstigt Teilreaktion mit Volumenabnahme.
 Unterdruck begÅnstigt Teilreaktion mit Volumenzunahme.
Beispiel:
Wie beeinflussen eine Temperatur- respektive eine DruckerhÇhung die Gleichgewichtslage
der folgenden Reaktion ?
exotherm
2 SO2 + O2
2 SO3
endotherm
TemperaturerhÇhung begÅnstigt endotherme Reaktion, das
Gleichgewicht verschiebt sich zugunsten der Edukte.
DruckerhÇhung begÅnstigt Hinreaktion wegen Volumenabnahme, Gleichgew. verschiebt sich zugunsten der Produkte.
Beeinflussung durch Katalysatoren
Katalysatoren beeinflussen die Gleichgewichtslage nicht, sie bewirken lediglich
eine kÅrzere Einstellzeit, da sie Hin- und RÅckreaktion gleichermassen beschleunigen.
Beeinflussung durch KonzentrationsÅnderungen
Wird ein Reaktionspartner aus dem Gleichgewicht entfernt, wird die Teilreaktion
begÅnstigt, die ihn ersetzt.
Liegt ein Reaktionspartner im Überschuss vor, wird die Teilreaktion begÅnstigt,
die ihn verbraucht.
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Aufgaben
1. Beim Erhitzen von 7,5 mol H2 und 2,5 mol I2 auf 460ÉC tritt Gleichgewicht ein, wenn
4,6 mol HI gebildet sind. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante K der Reaktion.
H2 + I2
2 HI
2. Bestimmen Sie die Richtung, in der sich die folgenden Gleichgewichtssysteme unter dem
Einfluss der rechts neben der Gleichung angegebenen Reaktionsbedingungnen verschieben. BegrÅnden Sie Ihre Antwort. (f) = fest (g) = gasfÇrmig
a) 2 NOBr (g)
endotherm
b) CO (g) + H2O (g)
2 NO (g) + Br2 (g)
exotherm
CO2 (g) + H2 (g)
endotherm
c) N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
Druckzunahme
Temperaturerniedrigung
Zusatz von Katalysator
exotherm
d) Fe (f) + 4 H2O (g)
e) N2 (g) + O2 (g)
Reaktionen
endotherm
Fe3O4 (f) + 4 H2 (g)
2 NO (g)
Druckabnahme
TemperaturerhÇhung
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