Chemie

Der Energieumsatz einer Reaktion (Energie die frei oder gebraucht wird). ΔH = ΣH(Produkte) - ΣH(Edukte)

Ein Verfahren zur Bestimmung von Reaktionswärmen. Nach dem die Reaktion im Verbrennungsbehälter stattgefunden hat bestimmt man den Temperaturanstieg des Wassers und kann mit folgedner Formel: ∆Q = m c ∆T die Wärmemenge bestimmen.

Der Energieumsatz einer Reaktion ist unabhängig vom Reaktionsweg. Die ist nützlich wenn man z.B. die Reaktionsenthalpie bestimmen will bei einer Reaktion welche nicht kontrolliert abläuft. Beispiel:

C + O₂ ---> CO₂ +  ΔH bzw.

 C + 1/2 O₂ ---> CO +  ΔH₁ 

CO + 1/2 O₂ ---> CO₂ +  ΔH₂

Satz von Hess:  ΔH =  ΔH₁ + ΔH₂

ΔH als auch ΔH₂ lassen sich mittels Kaloriemeter bestimmen. ΔH₁ allerdings nicht das das CO sofort mit dem übrigen O₂ zu CO₂ weiter reagiert. Mit hilfe des Satz von Hess kann man aber nun trotzdem ΔH₁ bestimmen.

Ein Maß für die Unordnung. Die Entropie jeder Substanz ist S=0 für 0K (absoluter Nullpunkt). Die Entropie S ist abhängig von der Temperatur, steigt die Temperatur steigt auch die Entropie, d.h. eine Substanz im gasförmigen Zustand hat eine größere Entropie als die selbe Substanz im festen Zustand.

Zum einen Streben nach einem Energieminimum. Man hat beobachtet, dass exotherme Reaktionen (Energie der Produkte liegt tiefer als die der Edukte) spontant ablaufen wohingegen endotherme dies nicht tun. Allerdings hat man auch exotherme Reaktionen gefunden welche nicht spontan ablaufen und endotherme die spontan ablaufen. Die zweite Triebkraft ist das Streben nach eine Entropiezunahme.

ΔG = freie Enthalpie (Gibbs-Energie). Je negativer ΔG ist desto spontaner läuft die Reaktion. 

• ΔG < 0 exergone Reaktion, die unter den gegebenen Bedingungen (Konzentrationen) freiwillig abläuft;
• ΔG = 0 Gleichgewichtssituation, keine Reaktion;
• ΔG > 0 endergone Reaktion, deren Ablauf in der angegebenen Richtung Energiezufuhr erfordern würde.

ΔG = ΔH - TxΔS

A + B ---> C + D 

\(v = { [A] \over dt } = { [B] \over dt } = { [C] \over dt } = { [D] \over dt } \)

k: Geschwindigkeitskoeffizient; Temperaturabhänig; Charakteristisch für jede Reaktion

\(v = k*[A]*[B]\)

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig von:

• Konzentration der Edukte
• Temperatur / Aktivierungsenergie

Ein Katalysator verändert den Reaktionsweg und setzt die Aktivierungsenergie herab und erhöht so die Reaktionsgeschwindigkeit (positiver Katlysator; negativer verringer Reaktionsgeschwindigkeit bzw. setzt Aktvierungsenergie nach oben)

Ein Zustand bei dem die alten Bindungen zerstört, die neuen aber nicht nicht gebildet sind. (Energiemaximum, instabiler Zustand)

A-B + C-D   (---> A   B    C    D) ----> A-C + B-D

:

Ein Zustand bei dem sich die Konzentrationen der Reaktanten nicht mehr ändern. Die Reaktion muss dabei nicht zum erliegen gekommen sein, da alle Reaktionen reversibel sind muss lediglich die Reaktionsgeschwindigkeit der Hinreaktion gleich der der Rückreaktion sein:

A + B ---> C + D

v₁= k₁*[A]*[B]=v₂=k₂[C]*[D]      (Gleichgewichtsfall)

Wird eine Änderung (Zwang) auf eine Reaktion im Gleichgewicht ausgeübt, reagiert das System so, dass der Zwang aufgehoben wird (Flucht)

---> "Flucht vorm Zwang"

Das Gleichgewicht ist abhängig von:

• Konzentration eines oder mehrerer Reaktanten ( diese kann erhöht oder gesenkt werden)
• Temperatur (diese kann ebenfalls erhöht oder gesenkt werden
• Druck (dieser hat nur einen Einfluss bei gasförmigen Reaktanten mit verschiedenen Volumen)

Das Massenwirkungsgesetz gilt für den Gleichgewichtsfall, also wenn v₁=v₂:

k₁*[A]*[B]=v₂=k₂[C]*[D]  ---> \( {k \over k} = {[C]*[D] \over [A]*[B]} = K\)

K: Gleichgewichtskonstante; Temperaturabhängig

Durch Druckerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite von Ammoniak, gemäßt dem Gesetz von Le Chatelier. Das Volumen der Substanzen auf der linken Seite ist nämlich größer als das von der Substanz auf der rechten Seite. Erhöht man nun den Druck will das System dies ausgleichen und "schafft sich nun mehr Platz" in dem es mehr von der Substanz entstehen lässt welche weniger Volumen beansprucht.

Dies kann man durch Verringerung der Temperatur. Das erklärt sich durch das Prinzip von Le Chatelier, verringert man die Temperatur will das System diesen Zwang wieder ausgleichen es reagiert nun so, dass mehr Wärme frei wird und die Temperatur wieder steigt, also wird die exotherme Reaktion jetzt verstärkt stattfinden.