Chemische Gleichgewichtesellentin.homepage.t-online.de/Gleichgewichte.pdf · 1 Einleitung 0.2 0.4 0.6 0.8 1.0 0.5 1.0 1.5 2.0 Zeit t Konzentration Abbau der Edukte 0.2 0.4 0.6 0.8

Chemische Gleichgewichte

1

Inhaltsverzeichnis

1 Einleitung 5

1.1 Umkehrbare Reaktionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51.2 Unvollständig ablaufende Reaktionen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

2 Gleichgewichtszustand 9

2.1 Massenwirkungsgesetz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10Experimentelle Bestätigung des chemischen Gleichgewichts . . . . . . . . . 10Anwendung des MWGs . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13Reaktionsquotient Q . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16Heterogene Gleichgewichte . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20

2.2 Prinzip von Le Chatelier . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20

3 Beispiele 25

3.1 Ammoniaksynthese – Haber-Bosch-Verfahren . . . . . . . . . . . . . . . . . 25Erzeugung des Synthesegases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26Schema einer großtechnischen Anlage . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26

3.2 Technische Gewinnung von Salpetersäure – Ostwald-Verfahren . . . . . . . 27Ammonsalpeter . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28

3.3 Technische Gewinnung von Schwefelsäure . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28Historische Verfahren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28Bleikammerverfahren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30Kontaktverfahren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31

A Lösungen 35

3

Inhaltsverzeichnis

4

1 Einleitung

Chemische Reaktionen verlaufen nur in eine Richtung und vollständig. Gar nicht wahr!

1.1 Umkehrbare Reaktionen

Beispiel 1:

V Konzentrierter Ammoniak und NaOH-Plätzchen

NH⊕4 + OH⊖ NH3 + H2O

V Ammoniak-Gas und Wasser

NH3 + H2O NH⊕4 + OH⊖

Ergebnis: die Reaktion von Ammoniak mit Wasser ist umkehrbar.

Beispiel 2:

V Knallgasreaktion

2 H2 + O2 2 H2O ∆H<0

V Elektrolyse von Wasser

2 H2O 2 H2 + O2 ∆H > 0

Ergebnis: Auch diese Reaktion kann in beide Richtungen verlaufen.

Die Ausgangsstoffe reagieren anscheinend vollständig miteinander, ihre Konzentration sinktdabei auf null.

5

1 Einleitung

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0

0.5 1.0 1.5 2.0Zeit t

Konzentration

Abbau der Edukte

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0

0.5 1.0 1.5 2.0Zeit t

Konzentration

Produktbildung

1.2 Unvollständig ablaufende Reaktionen

V Reaktion von FeCl3 mit KI-Lösung

2 FeCl3 + 2 KI 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl

vereinfacht:

2 Fe3+ + 2 I⊖ 2 Fe2+ + I2

Beob: Farbintensivierung von gelb nach bernsteinfarben

Nachweisreaktionen:

Fe2+ mit rotem Blutlaugensalz K3[Fe(CN)6]: blauer FarbstoffI2 in Benzin ausschütteln: violettI⊖ mit AgNO3: gelber NiederschlagFe3+ mit KSCN: Rotfärbung

Ergebnis: Es gibt Produkte, aber auch Edukte.

V Reaktion von FeSO4-Lösung mit I2-Lösung

Nachweisreaktionen auf Produkte und Ausgangsstoffe

Ergebnis: Die Reaktion ist umkehrbar und unvollständig.

2 Fe2+ + I2 2 Fe3+ + 2 I⊖

Graphische Darstellung:

6

1.2 Unvollständig ablaufende Reaktionen

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0

0.5 1.0 1.5 2.0Zeit t

Konzentration

Abbau der Edukte

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0

0.5 1.0 1.5 2.0Zeit t

Konzentration

Produktbildung

Das hier ist noch nicht fertig! Das habt ihr im Heft schon besser!

7

1 Einleitung

8

2 Gleichgewichtszustand

Modellversuch: Einstellung eines Wasserstand-Gleichgewichtes

Material: 2 Glaswannen, 2 verschieden große Bechergläser oder 2 Standzylinder, 2 verschie-den dicke Glasrohre, mit Indikator gefärbtes Wasser.

vhin = k1 · c2(Fe2+) · c(I2)

mit k = Geschwindigkeitskonstante und c = Konzentration des Stoffes

vrück = k2 · c2(Fe3+) · c2(I⊖)

Im chemischen Gleichgewicht ist die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwin-digkeit der Rückreaktion:

vhin = vrück

k1 · c2(Fe2+) · c(I2) = k2 · c2(Fe3+) · c2(I⊖) | : k2 : c(Fe2+) : c(I2)

k1k2

=c2(Fe3+) · c2(I⊖)

c2(Fe2+) · c(I2)

Der Quotient aus den Geschwindigkeitskonstanten k1 und k2 ergibt die neue Gleichge-wichtskonstante Kc:

Kc =c2(Fe3+) · c2(I⊖)

c2(Fe2+) · c(I2)

Anstatt mit den Konzentrationen der beteiligten Stoffe zu arbeiten, bieten sich bei Gasreak-tionen die Partialdrücke p der Reaktionsteilnehmer an. Entsprechend lautet die zugehörigeGleichgewichtskonstante Kp. Der Zusammenhang von Kp und Kc kann über das idealeGasgesetz abgeleitet werden, führt hier aber zu weit:

9


Kp = Kc(RT )∆n

Die Gleichgewichtskonstanten Keq sind temperaturabhängig, strenge Leute schreiben daherKcT. Wir befinden uns aber in bester Gesellschaft, wenn wir wie im Schulbuch [1] oder imMortimer [3] nur Kc schreiben.

Aus dieser Erkenntnis leiteten 1867 die Norweger C. M. Guldberg und P. Waage dasMassenwirkungsgesetz ab.

2.1 Massenwirkungsgesetz

Für eine allgemeine chemische Reaktion

aA + bB cC + dD

gilt:

K =[C]c · [D]d

[A]a · [B]b

Der Zahlenwert der Gleichgewichtskonstanten vermittelt einen Eindruck von der Lage desGleichgewichtes. Da die Konzentrationen der Substanzen auf der rechten Seite der Reak-tionsgleichung im MWG in den Zähler kommen, bedeutet ein großer Wert Kc ein Gleich-gewicht mit hohen Konzentrationen dieser Substanzen. Man sagt “das Gleichgewicht liegtauf der rechten Seite”.

Experimentelle Bestätigung des chemischen Gleichgewichts

Methanol und Methansäure reagieren zu Methansäuremethylester und Wasser. Die Einstel-lung des Gleichgewichtes kann über die Änderung der Methansäure-Konzentration verfolgtwerden. Dazu wird alle 5 Minuten deren Konzentration durch Titration gegen Natronlaugebestimmt.

C

O

H

OH

+ C

H

HO

H

HH

2SO

4

C

O

H O C

H

H

H + OH H

Durchführung:

• Methansäure und Methanol

10


– In einen 100-mL-Erlenmeyerkolben vermischt man 1/3 mol Methansäure und1/3 mol Methanol sowie 0,3 mL konzentrierte Schwefelsäure.

– Entnehme sofort eine 1-mL-Probe, gebe diese in einen 100-mL-Erlenmeyerkolben,füge 50 mL kaltes Wasser und einige Tropfen Phenolphthalein-Indikator hinzu.

– Titriere zügig mit 1 m Natronlauge bis zur ersten kompletten Rotfärbung.

– Entnehme nach 5 Minuten eine weitere 1-mL-Probe und titriere diese. Wieder-hole das solange bis sich der Natronlaugeverbrauch nicht mehr ändert.

• Methansäuremethylester und Wasser

– In einem weiteren 100-mL-Erlenmeyerkolben vermischt man 1/3 mol Methan-säuremethylester und 1/3 mol Wasser sowie 0,3 mL konzentrierte Schwefelsäure.

– Wie schon bei Methansäure/Methanol titriert man solange, bis sich der Natron-laugeverbrauch nicht mehr ändert.

Angaben:

Methanol Methansäure Ester Wasser konz. SchwefelsäureDichte in g/mL 0,79 1,22 1,34 1,00 1,83

Berechnung der einzusetzenden Volumen:

Gegeben ist die Dichte als Masse je Volumen:

ρ =m

V

Umformen:

V =m

ρ

Die Masse berechnet sich aus Molmasse mal Teilchenanzahl:

mexp =M · nexp

Eingesetzt:

V =M · nρ

Ergibt:

V (Methansäure) =46 g/mol · 1/3 mol

1, 22 g/mL

= 12, 6 mL

V (Methanol) =32 g/mol · 1/3 mol

0, 79 g/mL

= 13, 5 mL

11


Es sind also 12,6 mL Methansäure und 13,5 mL Methanol in den Erlenmeyerkolben zugeben. Damit steht auch die Anfangskonzentration von Methansäure und Methanol fest:

c0(Methansäure) = c0(Methanol) =1/3 mol

12, 6 mL + 13, 5 mL

= 12, 8 mol/L

Nach Einstellung des Gleichgewichtes werden 6 mL der 1 m Natronlauge für die Titrationder 1-mL-Probe gebraucht.

nGG(Methansäure) = n(Natronlauge)

cGG(Methansäure) · V (Methansäure) = c(Natronlauge) · V (Natronlauge)

cGG(Methansäure) =c(Natronlauge) · V (Natronlauge)

V (Methansäure)

=1 mol/L · 6 mL

1 mL= 6 mol/L

Die Gleichgewichtskonzentration der Methansäure beträgt also 6 mol/L. Damit können nundie anderen Gleichgewichtskonzentrationen berechnet werden:

CHOOH + CH3OH CHOOCH3 + H2Oc0 12, 8 mol/L 12, 8 mol/L 0 mol/L 0 mol/LcGG 6 mol/L 6 mol/L (12, 8 − 6) mol/L = 6, 8 mol/L

Einsetzen in das Massenwirkungsgesetz:

Kc =[CHOOCH3] · [H2O]

[CHOOH] · [CH3OH]

=6, 8 mol/L · 6, 8 mol/L

6 mol/L · 6 mol/L

= 1, 28 Lit: 4

Fehlerbetrachtung:

• Schwefelsäuregehalt nicht berücksichtigt,

• Verdünnung der Probe mit Wasser verschiebt das Gleichgewicht,

• Entzug der Säure verschiebt das Gleichgewicht.

Alle drei Punkte täuschen zuviel Edukte vor, Kc ist daher zu klein.

Besser ist Bestimmung der Gleichgewichtslage über die von der Methansäure bedingteErhöhung der Leitfähigkeit, denn hier werden weder Edukte noch Produkte beeinflußt.

12


Anwendung des MWGs

Beispiel 1: Wasserstoff und Iod reagieren zu Iodwasserstoff. Nach der Einstellung des Gleich-gewichtes bei ca. 450 °C finden sich c(H2) = c(I2) = 0,22 mol/L und c(HI) = 1,56 mol/L.Berechne die Gleichgewichtskonstante K.

1. Schritt: Aufstellen der Reaktionsgleichung

H2 + I2 2 HI

2. Schritt: Formulieren des zugehörigen MWG und Einsetzen der Werte

Kc =[HI]2

[H2] · [I2]

=(1, 56 mol/L)2

(0, 22 mol/L) · (0, 22 mol/L)= 50, 28

Beispiel 2: Selbst in der Hochschulliteratur sind Fehler zu finden. In [2] auf S. 168 findetsich folgende Aufgabe: Welche Menge von HI liegt im Gleichgewichtsfall in derGasmischung vor, wenn ein 1 L-Kolben anfangs jeweils 1,0·10−3 mol H2 und I2

bei 448 °C enthält?

Es wird diese Lösung angeboten:

[HI]2

(1, 0 · 10−3 mol/L)2= Kc = 50, 53

[HI]2 = 50, 53 · 1, 0 · 10−6 mol2/L2

[HI] = 7, 1 · 10−3 mol/L

Wenn aber nur 1,0·10−3 mol H2 eingesetzt werden, dann könnten maximal, also bei voll-ständiger Reaktion 2,0·10−3 mol HI entstehen und nicht die behaupteten 7,1·10−3 mol HI!

Doch wo liegt der Fehler? Hier wurden die Ausgangskonzentrationen c0 gleich den Gleich-gewichtskonzentrationen cGG gesetzt, diese müssen aber erstmal überlegt werden. Dazubrauchen wir die Reaktionsgleichung. Der richtige Ansatz wäre:

H2 + I2 2 HIAnfang: 0, 001 mol/L 0, 001 mol/L 0 mol/L

Gleichgewicht: (0, 001 − x) mol/L (0, 001 − x) mol/L 2xmol/L

13


Beachte: Wenn xMoleküle H2 reagieren, dann entstehen 2x Moleküle HI! Damit ergibt sichdas MWG zu:

50, 53 =(2xmol/L)2

(0, 001 mol/L − x)2(1)

Nun kann die Quadratwurzel gezogen werden:

7, 11 =2x

0, 001 mol/L − x| · (0, 001 mol/L − x)

7, 11 · (0, 001 mol/L − x) = 2x |ausklammern

0, 00711 mol/L − 7, 11x = 2x |+ 7, 11x

0, 00711 mol/L = 9, 11x | : 9, 11

x =0, 00711 mol/L

9, 11

= 0, 78 · 10−3 mol/L

Dieser Wert ist zumindest physikalisch vernünftig, denn damit ergeben sich folgende Kon-zentrationen:

[HI] = 2 · 0, 78 · 10−3 mol/L = 1, 56 · 10−3 mol/L[H2] = [I2] = 1, 0 · 10−3 mol/L− 0, 78 · 10−3 mol/L = 0, 22 · 10−3 mol/L

Beispiel 3: Wieviel HI wird im Gleichgewicht vorhanden sein, wenn 0,005 mol Wasserstoff-gas und 0,01 mol Iodgas bei 448°C in einen 5 L-Behälter gefüllt werden?

Lösung:

Die Anfangskonzentrationen in mol/L von H2 und I2 betragen

[H2]0 =0, 005 mol

5 L= 0, 001 mol/L

[I2]0 =0, 01 mol

5 L= 0, 002 mol/L

Konzentrationen im Gleichgewicht

H2 + I2 2 HI

Anfang: 0, 001 mol/L 0, 002 mol/L 0

Gleichgewicht: 0, 001 mol/L − x 0, 002 mol/L − x 2x

14


Massenwirkungsgesetz

50, 53 =(2x)2

(0, 001 mol/L − x)(0, 002 mol/L − x)

Quadratwurzel ziehen wie bei (1) geht jetzt nicht mehr, da die Konzentrationen von H2 undI2 ungleich sind. Es muss in die Normalform einer quadratischen Gleichung umgewandeltwerden.

50, 53 · (0, 001 mol/L − x)(0, 002 mol/L − x) = (2x)2

50, 53 · (2 · 10−6 mol2/L2 − 0, 001 mol/L x− 0, 002 mol/L x + x2) = 4x2

50, 53 · (2 · 10−6 mol2/L2 − 0, 003 mol/L x + x2) = 4x2

101, 6 · 10−6 mol2/L2 − 0, 1519 mol/L x + 50, 53x2 = 4x2

46, 53x2 − 0, 1519 mol/L x + 1, 016 · 10−4 mol2/L2 = 0

Für eine quadratische Gleichung der Form ax2 + bx+ c = 0 gilt

x1,2 =−b±

√b2 − 4ac

2a

Einsetzen

x1,2 =0, 1519 ±√0, 02528 − 0, 01890

93, 06mol/L

x1 = 2, 49 · 10−3 mol/L

x2 = 0, 938 · 10−3 mol/L

Die erste Lösung ist physikalisch unmöglich, da aus 1 · 10−3 mol H2 bei vollständiger Reak-tion höchstens 2 · 10−3 mol HI entstehen könnten. Der zweite Wert ist also richtig. Damiterhalten wir für die Gleichgewichtskonzentration von Iodwasserstoff:

[HI] = 2 · (0, 938 · 10−3) mol/L = 1, 876 · 10−3 mol/L

Beispiel 4: 8,10 mol Wasserstoff und 2,94 mol Iod werden in einem Gefäß (V = 2,5 L) auf448 °C erhitzt. Nach dem Einstellen des Gleichgewichts ist n(HI) = 5,64 mol.Berechne die Gleichgewichtskonstante Kc.

Berechnen der Konzentration pro Liter

[H2] =8, 10 mol

2, 5 L= 3, 24 mol/L

[I2] =2, 94 mol

2, 5 L= 1, 176 mol/L

[HI] =5, 64 mol

2, 5 L= 2, 256 mol/L

15


Berechnen der Konzentrationen im Gleichgewicht — beachte: aus 1 Molekül H2 entstehen 2Moleküle HI, d.h. wenn x Moleküle HI entstanden sind, wurden x2 Moleküle H2 verbraucht!

H2 + I2 2 HI

Anfang: 3, 24 mol/L 1, 176 mol/L 0 mol/L

Gleichgewicht: 3, 24 − 2, 256

2mol/L 1, 176 − 2, 256

2mol/L 2, 256 mol/L

Massenwirkungsgesetz

Kc =(2, 256 mol/L)2

(2, 112 mol/L)(0, 048 mol/L)= 50, 39

Reaktionsquotient Q

Das Massenwirkungsgesetz gestattet die Voraussage über die Richtung, in der eine Reaktionablaufen wird.

Beispiel 5: Nehmen wir einmal an, wir haben bei 250 °C ein Gemisch von 0,100 mol PCl5(g),0,050 mol PCl3(g) und 0,030 mol Cl2(g) in einem Einliter-Gefäß. In welche Rich-tung wird eine Reaktion ablaufen? (Kc = 0, 0415 mol/L)

PCl5 PCl3 + Cl2

Q =[PCl3][Cl2]

[PCl5]

=0, 05 mol/L · 0, 03 mol/L

0, 1 mol/L

= 0, 015 mol/L

Ergebnis:

Q < Kc

Diese Reaktion ist noch nicht im Gleichgewichtszustand, weil Q 6= Kc. Damit Q den Wertvon Kc erreicht, muß die Konzentration der Produkte, die im Zähler des MWGs stehen,zunehmen. Gleichzeitig wird die Konzentration der im Nenner stehenden Edukte abnehmen.Da Q hier kleiner ist als Kc, wird die Reaktion also von links nach rechts ablaufen, bisQ = Kc.

16


• Gleichgewichtsreaktionen werden so formuliert, dass die Hinreaktion die exothermeReaktion darstellt und die Rückreaktion die endotherme Reaktion.

• Wenn Q < Kc, dann wird die Reaktion von links nach rechts ablaufen.

• Wenn Q > Kc, dann wird die Reaktion von rechts nach links ablaufen.

• Wenn Q = Kc, dann befindet sich das System im dynamischen Gleichgewicht.

Der Ansatz zur Berechnung der Konzentrationen im Gleichgewicht ergibt sich damit zu:

PCl5 PCl3 + Cl20,1-x 0,05+x 0,03+x

K =[PCl3][Cl2]

[PCl5]

0, 0415 mol/L =(0, 05 + x) mol/L · (0, 03 + x) mol/L

(0, 1 − x) mol/L

0, 0415 · (0, 1 − x) = 0, 0015 + 0, 05x + 0, 03x + x2

0, 00415 − 0, 0415x = 0, 0015 + 0, 08x + x2

x2 + 0, 1215x − 0, 00265 = 0

x1,2 =−p±

√

p2 − 4q

2

=−0, 1215 ±√0, 01476 + 0, 0106

2

=−0, 1215 ± 0, 159

2x1 = +0, 01875 mol/L das ist die richtige Lösung

x2 = −0, 14025 mol/L physikalisch unmöglich

Die Konzentrationen betragen

[PCl5] = (0, 10 − 0, 0188) mol/L = 0, 0812 mol/L[PCl3] = (0, 05 + 0, 0188) mol/L = 0, 0688 mol/L

[Cl2] = (0, 03 + 0, 0188) mol/L = 0, 0488 mol/L

17


A1: Berechne Kc für das Gleichgewicht

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

aus den Gleichgewichtskonzentrationen cGG(H2) = 0, 0064 mol/L, cGG(I2) = 0, 0016 mol/Lund cGG(HI) = 0, 0250 mol/L bei 395 °C.

A2: 0,074 mol PCl5(g) werden in ein 1 L-Gefäß eingebracht. Nachdem sich bei einer be-stimmten Temperatur das Gleichgewicht

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

eingestellt hat, ist cGG(PCl3) = 0, 050 mol/L. Welche sind die Gleichgewichtskonzentratio-nen von Cl2(g) und PCl5(g)? Wie groß ist Kc?

A3: Für das Gleichgewicht

2 IBr(g) I2(g) + Br2(g)

ist Kc = 8, 5 · 10−3 bei 150 °C. Wenn 0,060 mol IBr(g) in 1 L Volumen auf 150 °C erwärmtwerden, welche Konzentrationen stellen sich dann für die drei Substanzen ein?


Cl2(g) + Br2(g) 2 BrCl(g)

ist Kc = 7, 0 bei 400 K. Wenn je 0,0450 mol Br2, Cl2 und BrCl in einem Volumen von 1 Lvermischt werden, welche Konzentrationen stellen sich dann bei 400 K ein?

A5: In den Verbrennungsmotoren von Kraftfahrzeugen bildet sich aus Luftstickstoff undSauerstoff in einer Gleichgewichtsreaktion das Gas Stickstoffmonoxid.

Bei 2400 Kelvin ist Kc = 2, 5 · 10−3 und bei 2100 Kelvin ist Kc = 6, 85 · 10−4.

Wie groß ist die Konzentration aller am Gleichgewicht beteiligten Stoffe, wenn die Aus-gangskonzentration von Stickstoff und Sauerstoff jeweils 1mol/l betrug ?

A6: Für die Reaktion

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

ist Kc = 36, 9 L/mol bei 827 °C. In welche Richtung läuft die Reaktion, wenn sich 0,050 molSO2(g), 0,030 mol O2(g) und 0,125 mol SO3(g) bei 827 °C in einem Volumen von 1 L befin-den? Wie hoch sind die Gleichgewichtskonzentrationen der drei Stoffe?

A7: Wenn 0,060 mol SO3(g) in einem 1-L-Gefäß auf 1000 K erwärmt werden, dissoziieren36,7 % des SO3 gemäß

18


2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)

Wie groß sind die Gleichgewichtskonzentrationen der drei beteiligten Substanzen? Wie großist Kc?

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Heterogene Gleichgewichte

Wenn die reagierenden Substanzen in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen, dannkann die Konzentration eines Feststoffes oder einer reinen Flüssigkeit als konstant ange-nommen werden und wird deshalb in die Konstante Kc einbezogen.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Kc = [CO2]

Kalkgleichgewicht

CO2(g) CO2(aq)

CO2(aq) + H2O H2CO3(aq)

H2CO3(aq) H+(aq) + HCO−3 (aq)

HCO−3 (aq) H+(aq) + CO2−3 (aq)

CO2−3 (aq) + Ca2+(aq) CaCO3(s)

CO2(g) + H2O + Ca2+(aq) CaCO3(s) + 2 H+(aq)

Löslichkeitsprodukt

2.2 Prinzip von Le Chatelier

Die Erhöhung oder Erniedrigung der Konzentration eines Reaktionsteilnehmers stellt eineStörung des Gleichgewichts dar. In der Folge läuft der Vorgang ab, der der Störung entgegenwirkt — bis sich das Gleichgewicht wieder eingestellt hat.

Die Gleichgewichtslage chemischer Reaktionen kann durch

• die Änderung der Konzentrationen bzw. der Partialdrücke der Reaktionsteilnehmer,

• die Temperaturänderung,

• bei Reaktionen, bei denen sich die Gesamtstoffmenge der gasförmigen Reaktionspart-ner ändert, durch Änderung des Gesamtdruckes

beeinflusst werden.

Allgemein formulierte dies Le Chatelier 1884 als das Prinzip der Flucht vor dem Zwang:

Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System durch Ändern der äu-ßeren Bedingungen (Druck, Temperatur, Stoffmenge) ein Zwang ausgeübt, soverschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass es dem Zwang ausweicht. Es stelltsich ein Gleichgewicht unter vermindertem Zwang ein.

20


Störung des Gleichgewichts

durch bewirkt

Temperaturerhöhung Verbrauch der zugeführten Wärme, Verschiebung desGleichgewichts zugunsten der endothermen Seite

Temperatursenkung Freisetzung von Wärme, Verschiebung des Gleichge-wichts zugunsten der exothermen Seite

Druckerhöhung Drucksenkung durch Verschiebung des Gleichgewichtszugunsten der Seite mit geringerem Volumen

Drucksenkung Druckerhöhung durch Verschiebung des Gleichgewichtszugunsten der Seite mit höherem Volumen

Konzentrationserhöhungeines Stoffes

Konzentrationssenkung durch Verbrauch des Stoffes

Konzentrationssenkung ei-nes Stoffes

Konzentrationserhöhung durch Neubildung des Stoffes

A8: Formuliere das Massenwirkungsgesetz für folgende Reaktionen mit den Gleichgewichts-konstanten Kc:

2 H2S(g) + CH4(g) CS2(g) + 4 H2(g)

4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g)

A9: Nach welcher Seite verschieben sich die Gleichgewichte von Aufgabe 8 bei Druckerhö-hung?

A10: Die Reaktion

CH4(g) + 2 H2S(g) CS2(g) + 4 H2(g)

ist von links nach rechts exotherm. Wie wird das Gleichgewicht verlagert, wenn:

a) Die Temperatur erhöht wird?b) H2S(g) zugesetzt wird?c) CS2(g) entfernt wird?d) Der Druck erhöht wird?e) Ein Katalysator eingebracht wird?

21



4 HCl(g) + O2(g) 2 Cl2(g) + 2 H2O(g)

ist Kc = 889 L/mol bei 480 °C.

a) Wenn 0,030 mol HCl(g), 0,020 mol O2(g), 0,080 mol Cl2(g) und 0,070 mol H2O(g) ineinem 1-L-Gefäß vermischt werden, in welche Richtung wird die Reaktion verlaufen?

b) In welche Richtung wird sich das Gleichgewicht verlagern, wenn anschließend derDruck vermindert wird?

A12: Für die Umsetzung von Essigsäure CH3COOH mit Ethanol C2H5OH zu Essigsäuree-thylester CH3COOC2H5 und H2O hat die Gleichgewichtskonstante bei 25 °C den Wert 4.

a) Berechne die Gleichgewichtskonzentration aller beteiligten Stoffe, wenn die Ausgangs-stoffe im stöchiometrischen Verhältnis eingesetzt werden.

b) Berechne die Gleichgewichtskonzentration des Esters, wenn die Ausgangskonzentra-tion der Essigsäure verdoppelt wird.

c) Wie groß ist die Gleichgewichtskonzentration an Ester, wenn dem Gleichgewicht Was-ser entzogen wird und dessen Konzentration nur noch 0,08 mol beträgt? Die Ausgangs-stoffe werden im stöchiometrischen Verhältnis eingesetzt.

A13: Luftgekühlte Hühner und stabile Eierschalen

Es ist eine bekannte Tatsache, dass Hühner unter tropischen und subtropischen Klima-bedingungen infolge ihres dichten Federkleides unter der Hitze leiden, was schlechte Fut-terausbeute und langsames Wachstum der Muskulatur zur Folge hat. Einem Team vonisraelischen, ägyptischen und deutschen Wissenschaftern ist es nun gelungen, Hühner mitfederfreiem, nacktem Kopf und Hals zu züchten. Dies ermöglicht es dem Tier, seine Kör-perwärme auf effiziente Weise abzustrahlen. Die neue Rasse soll nun noch in Bezug auf dieFleischausbeute und Krankheitsresistenz optimiert werden.

Weil Hühner nicht schwitzen können, geben sie die überschüssige Wärme durch Keuchen ab(ähnlich dem Hecheln der Hunde). Diese einfache Tatsache hat ernsthafte Konsequenzen fürEierproduzenten: Bei heissem Wetter legen die Hühner Eier mit dünnen, oft zerbrochenenSchalen. Eine mögliche Erklärung kann das Kohlensäure-Kalk-Gleichgewicht liefern:

Hühneratem CO2(g) + H2O H2CO3(aq)

H2CO3(aq) + H2O H3O+(aq) + HCO−3 (aq)

HCO−3 (aq) + H2O H3O+(aq) + CO2−3 (aq)

CO2−3 (aq) + Ca2+ CaCO3(s) Eierschalen

Durch das verstärkte Keuchen wird mehr CO2 ausgeschieden. Das Gleichgewicht wird Rich-tung CO2 verlagert, was eine Minderproduktion von Kalk zur Folge hat.

22


Aufgabe: Geben Sie einige Möglichkeiten um die Eierschalenprobleme zu lösen. nach [4]


FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)

ist Kc = 0, 403 bei 1000 °C.

a) Wenn 0,0500 mol CO(g) und überschüssiges FeO in einem Volumen von 1 L bei1000 °C gehalten werden, welche Konzentrationen von CO(g) und CO2(g) stellen sichdann ein?

b) Welche Masse Fe(s) ist im Gleichgewicht vorhanden?

23


24

3 Beispiele

3.1 Ammoniaksynthese – Haber-Bosch-Verfahren

Über die Synthese von Ammoniak NH3 aus dem Stickstoff der Luft ist es möglich, den sehrreaktionsträgen Stickstoff weiteren Verwendungen zuzuführen. Dies ist insbesondere fürdie Herstellung von Düngemitteln, Kunst- und Farbstoffen, aber auch von Sprengstoffenwichtig. Die Weltjahresproduktion beträgt 125 Millionen Tonnen, dafür werden ca. 3 %der weltweit produzierten Energie eingesetzt [6]. In Deutschland wurden 2006 auf denStickstoffanteil berechnet 2 717 516 Tonnen Ammoniak hergestellt, mit Düngemitteln undStickstoffverbindungen wurden 2,43 Milliarden € umgesetzt [7].

Betrachtet man die Historie des Verfahrens, dann war wohl der letztgenannte Zweck ent-scheidend für die Entwicklung dieses großtechnischen Verfahrens. Die grundlegenden For-schungen wurden von dem Chemiker Fritz Haber 1909 geliefert und von der BASF 1910patentiert. Der Ingenieur Carl Bosch übertrug diesen Laborprozess dann in das groß-technische Verfahren, dass in Ludwigshafen 1913 mit einer Tagesproduktion von 30 Tonnenanlief. Damit war das Deutsche Reich von der Einfuhr von Chilesalpeter unabhängig unddie Produktion von Munition gesichert, der erste Weltkrieg stand bevor und nochmal sollteHaber in Erscheinung treten: als Vater des Giftgaskrieges.

N2 + 3 H2 2 NH3 | ∆rH = −92, 5 kJ

Anwendung des Massenwirkungsgesetzes:

K =[NH3]2

[N2] · [H2]3

Da [H2] mit der 3. Potenz in das MWG eingeht, verschiebt eine Druckerhöhung das Gleich-gewicht stark auf die Seite der Produkte. Hier dargestellt für eine Druckverdopplung:

K =(2[NH3])2

(2[N2]) · (2[H2])3

=1

4· [NH3]2

[N2] · [H2]3

Damit die Konstante K den Wert behält, muß die Konzentration des Zählers vergrößertwerden, und die Konzentrationen des Nenners müssen verkleinert werden. Aus Stickstoffund Wasserstoff wird deshalb Ammoniak nachgebildet.

25

3 Beispiele

Erzeugung des Synthesegases

Die Ausgangsstoffe sind Wasser, Luft und Kohlenstoff — in der Form von Koks, Heizöloder Erdgas.

Anfangs wurden die benötigten Gase mit Koks hergestellt.

• Koks wird mit Luft unvollständig verbrannt, es entsteht das Generatorgas:

4 N2 + O2 + 2 C 4 N2 + 2 CO

• Über den glühenden Koks wird Wasserdampf geleitet, es entsteht das Wassergas:

H2O(g) + C H2 + CO

Heute wird statt Koks das billigere Erdgas verwendet.

• Zur Herstellung von Wasserstoff wird Erdgas mit Wasserdampf bei 700 bis 900°C aneinem Katalysator umgesetzt.

CH4 + H2O CO + 3 H2 | ∆rH = +206 kJ

• Nicht umgesetztes Methan wird mit Luft partiell oxidiert. Hier kommt mit der Luftauch der benötigte Stickstoff in das Synthesegas.

2 CH4 + O2 + N2 2 CO + 4 H2 + N2 | ∆rH = −71 kJ

Kohlenstoffmonooxid wirkt als Katalysatorgift. Es wird mit weiterem Wasserdampf zu Koh-lenstoffdioxid umgesetzt, welches dann ausgewaschen wird.

CO + H2O CO2 + H2 | ∆rH = −41 kJ

Schema einer großtechnischen Anlage

26

3.2 Technische Gewinnung von Salpetersäure – Ostwald-Verfahren

3.2 Technische Gewinnung von Salpetersäure –

Ostwald-Verfahren

Salpetersäure wurde früher durch Umsetzung von Chilesalpeter mit Schwefelsäure gewon-nen:

NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3

Seit 1905 wurde auch die Luftverbrennung durchgeführt, die wegen der ungünstigen Gleich-gewichtslage aber sehr hohe Temperaturen erfordert. Bei 2000°C befinden sich rund 1 undbei 3000°C rund 5 Vol.-% Stickoxid mit Luft im Gleichgewicht. Zur Erreichung einer sol-chen Temperatur wird der elektrische Lichtbogen benötigt, diese Verfahren waren daherauf erhebliche Mengen von elektrischer Energie angewiesen und blieben deshalb auf Ländermit billigen Wasserkräften — und auch dann noch mit schlechter Ausbeute — beschränkt.

Die katalytische Ammoniakverbrennung ist seit 1908 das technische Verfahren zur Darstel-lung der Salpetersäure. Nach ihrem Entwickler wird es Ostwald-Verfahren genannt. Dabeiwird Ammoniak mit überschüssiger Luft bei 600 – 700°C an einem Platin-Katalysator zuStickoxid verbrannt:

4 NH3 + 5 O2Pt

4 NO + 6 H2O | ∆rH = −908 kJ

Die Verweildauer am Katalysator darf nur sehr kurz sein, da sonst das metastabile Stickoxidwieder in die Elemente zerfällt.

Nach Abkühlen unter 50°C verbindet sich das Stickoxid mit noch vorhandenem Sauerstoffzu Stickstoffdioxid NO2:

4 NO + 2 O2 4 NO2 | ∆rH = −114 kJ

Dieses wird dann durch Zufuhr von Wasser und Luft in etwa 50% Salpetersäure überführt:

4 NO2 + 2 H2O + O2 4 HNO3 (R 3.1)

Dieser letzte Schritt läuft aber wieder in mehreren Schritten ab und so kann man je nachQuelle auch eine zweite Reaktionsgleichungen finden:

3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO (R 3.2)

Es wird dann darauf hingewiesen, dass das hier anfallende Stickoxid wieder dem 2. Schrittzugeführt wird.

Die Wirklichkeit ist komplizierter: Stickstoffdioxid bildet mit Wasser unter Disproportio-

nierung nicht nur Salpeter-, sondern auch salpetrige Säure. Nun ist salpetrige Säure nur

27

3 Beispiele

in kalten und verdünnten wässrigen Lösungen stabil, bei diesen Bedingungen zersetzt siesich leicht in Salpetersäure und Stickoxid. Das freiwerdende Stickoxid verbindet sich dannwieder mit Sauerstoff zu Stickstoffdioxid, der dann wieder die erste Reaktion eingeht.

×3 | 2 NO2 + H2O HNO2 + HNO3

3 HNO2 HNO3 + 2 NO + H2O

2 NO + O2 2 NO2

4 NO2 + 2 H2O + O2 4 HNO3

Reaktionsgleichung R 3.1 stellt also die Summe der Reaktionen dar, ReaktionsgleichungR 3.2 deutet den Prozess an. Beide sind vereinfachend, weil sie einzelne Reaktionsschritteverbergen. Dies gilt im übrigen auch für Reaktion ???, sie läuft über diese Stufen:

×2 | 2 HNO2 H2O + N2O3

×2 | N2O3 NO + NO2

2 NO2 + H2O HNO3 + HNO2

3 HNO2 HNO3 + 2 NO + H2O

Aufgabe: Bestimme die Oxidationszahlen des Stickstoffs in diesen Verbindungen.

Ammonsalpeter

Durch Neutralisation von Salpetersäure mit Ammoniak erhält man Ammoniumnitrat, dasauch unter dem Trivialnamen Ammonsalpeter in den Handel kommt.

NH3 + HNO3 NH4NO3

Ammoniumnitrat ist explosiv. Die Detonationsgeschwindigkeit ist mit 2500 m/s bedeutendhöher als bei Schwarzpulver (300 – 500 m/s).

NH4NO3 N2 + 12 O2 + 2 H2O

3.3 Technische Gewinnung von Schwefelsäure

Historische Verfahren

“Was für den Mechaniker das Eisen ist, ist für den Chemiker die Schwefelsäure,also das Wichtigste.” A. Stöckhardt, Die Schule der Chemie, 1846

28


Schwefelsäure ist seit dem 13. Jahrhundert bekannt. Man stellte sie durch Erhitzen vonVitriolen1 her, wovon der blaue (CuSO4 · 5 H2O), der grüne (FeSO4 · 7 H2O) und der weißeVitriol (ZnSO4 · 5 H2O) bekannt waren.

Rudolf Glauber (1604 – 1670) beschäftigte sich mit der Schwefelsäure-Bildung einge-hender. Er beobachtete, dass bei der Destillation2 der verschiedenen Vitriole immer einweisser Rauch – der spiritus vitrioli – entweicht:

3 FeSO4·aq+O

2

−H2O

FeO + Fe2(SO4)3

Fe2(SO4)3 Fe2O3 + 3 SO3spiritus vitrioli

SO3 + H2O H2SO4 | ∆rH = −132 kJ

Bereits um 1650 entstanden größere Produktionsstätten in Nordhausen (Harz), im Erzge-birge und im Vogtland. Das Nordhäuser “Vitriol-Öl” war 200 Jahre lang der Marktführer.Es wurde aus dem grünen Vitriol hergestellt; der Rückstand war rotes Eisen-III-oxid, dieseswurde unter der Bezeichnung “caput mortuum” (Totenhaupt) als Malerfarbe verkauft.

Schwefelsäure diente zur Herstellung anderer Säuren.

• Salzsäure

2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl

Na2SO4 · 10 H2O – sal mirabeli Glauberi – Glaubers Wundersalz findet als Abführ-mittel eine Verwendung.

• Salpetersäure

NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3

Unter der Bezeichnung Scheidewasser – aqua forte – 60 MA-% Salpetersäure ist siefür die Goldschmiede wichtig. Sie löst Silber, aber kein Gold:

2 HNO3 + Ag AgNO3 + NO2 + H2O

• Königswasser löst selbst den “König der Metalle”, das Gold. Es ist eine Mischung ausSalzsäure und Salpetersäure:

3 HCl + HNO3 NOCl + 2 Cl + 2 H2O

1vitreus, lat.: Glas2hier handelt sich um eine thermische Zersetzung, nicht um ein Trennverfahren.

29

3 Beispiele

Das atomare Chlor ist ein starkes Oxidationsmittel:

Au + 3 Cl AuCl3

Bleikammerverfahren

England verfügte über keine Vitriol-Vorkommen, daher nutzte man ein anderes, seit demMittelalter von den Alchemisten benutztes Verfahren: die Verbrennung von Schwefel unterZugabe von Salpeter. 1746 begann in Birmingham die industrielle Herstellung.

“Eine andere, hier und da noch übliche, einfache Einrichtung der Bleikammererhellt aus Fig. 103. Sie unterscheidet sich von der vorigen dadurch, dass manstatt fertiger Salpetersäure Salpeter (gewöhnlich Chilisalpeter) und Schwefel-säure anwendet, die man auf einem Dreifusse in den brennenden Schwefel desOfens A stellt. Die aus dem Salpeter entwickelte Salpetersäure tritt hier gemein-schaftlich mit der schwefligen Säure in die Kammer C, während aus B durch dieRöhren b b zugleich Wasserdampf in selbige einströmt und die unbrauchbarenLuftarten bei s entweichen. Man hat Schwefelsäurefabriken von so kolossalerGrösse, dass sie täglich einige hundert Centner fertiger Säure liefern können.”

nach [8], S. 193 f.

• Verbrennen von elementarem Schwefel aus Sizilien:

S + O2 SO2

• Stickoxide als Katalysator:

12 O2 + 2 NO N2O3

N2O3 + SO2 2 NO + SO3

12 O2 + SO2 SO3

30


• Auswaschen mit Wasser:

SO3 + H2O H2SO4

Die so erhaltene Schwefelsäure ist max. 78 %.

Als Rohstoff zur Herstellung von Soda Na2CO3, dem Mangelstoff zur Herstellung von Glasund Seife, wurde Schwefelsäure stark nachgefragt.

Zur Herstellung von Soda schrieb die Französische Akademie der Wissen-schaft einen Preis aus, Nicolas Leblanc gelang schließlich 1791 der Durch-bruch und das Patent: Glaubers Wundersalz wird mit Kalk und Kohle gebrannt,neben gasförmigen Kohlendioxid entsteht schwerlösliches Calciumsulfid und gutlösliche Soda, die ausgewaschen und anschließend eingedampft wurde.

Na2SO4 + CaCO3 + 2 C Na2CO3 + CaS + 2 CO2

Im Zuge der französischen Revolution waren Patente aber nichts wert. Wäh-rend viele andere viel Geld mit diesem Verfahren verdienten, blieb ihm selberder wirtschaftliche Erfolg verwehrt, 1806 beging er in einem Armenhaus Selbst-mord.

Kontaktverfahren

1. Schritt: Gewinnung von Schwefeldioxid, entweder durch Verbrennen von elementaremSchwefel

S + O2 SO2 | ∆H = −298 kJ

oder durch Rösten von Erzen

4 FeS + 7 O2 4 SO2 + 2 Fe2O3

2. Schritt:

2 SO2 + O2

V2O

5 2 SO3 | ∆H = −198 kJ

Bei 400 ℃ liegt das Gleichgewicht fast vollständig auf der Seite des SO3. Dann ist aberdie Reaktionsgeschwindigkeit zu klein. Deshalb werden zwei Kontaktöfen mit verschiedenenTemperaturen nacheinander durchlaufen. Im ersten setzen sich bei 600 ℃ rund 70 % um.Im zweiten wird die Temperatur auf 450 ℃ erniedrigt, hier setzen sich das verbliebeneRestgemisch größtenteils um und die Ausbeute steigt auf 96 %.

Mechanismus der Katalyse:

31

3 Beispiele

V2O5 + SO2 V2O4 + SO3

V2O4 + 12 O2 V2O5

SO2 + 12 O2 SO3

3. Schritt: Die Einleitung von SO3 direkt in H2O ist ungünstig.

SO3 + H2O H2SO4

K =[H2SO4]

[SO3][H2O]K ist klein

Besser:

SO3 + H2SO4 H2S2O7Dischwefelsäure

K =[H2S2O7]

[SO3][H2O]K ist groß

Dann wird mit Wasser verdünnt.

H2S2O7 + H2O 2 H2SO4

32


0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

300 400 500 600 700 800℃

Massenanteil SO3 in %

Abbildung 3.1: Temperaturabhängigkeit des Gleichgewichts 2 SO2 + O2 SO3

33

3 Beispiele

34

A Lösungen

A1:

Kc =(0, 0250)2

(0, 0064) · (0, 0016)= 61, 035

A2: Gleichgewichtskonzentrationen:

PCl5 PCl3 + Cl2

c0 0, 074 mol/L 0 mol/L 0 mol/L

cGG (0, 074 − 0, 050) mol/L 0, 050 mol/L 0, 050 mol/L

Kc =0, 05 mol/L · 0, 05 mol/L

(0, 074 − 0, 050) mol/L

= 0, 104 mol/L

A3: Gleichgewichtskonzentrationen:

2 IBr I2 + Br2

cGG (0, 060 − 2x) mol/L xmol/L xmol/L

0, 0085 =x2

(0, 060 − 2x)2| √

0, 0922 =x

0, 060 − 2x| ·(0, 060 − 2x)

0, 0922 · (0, 060 − 2x) = x | ausmultiplizieren

0, 005532 − 0, 1844x = x | +0, 1844x

0, 00532 = 1, 1844x |: 1, 1844

x = 0, 0046 mol/L

35

A Lösungen

cGG(I2) = cGG(Br2) = 0, 0046 mol/LcGG(IBr) = 0, 060 − 2 · 0, 0046 mol/L = 0, 0508 mol/L

A4: Da alle Ausgangskonzentrationen gleich sind, ist Q = 1 und damit kleiner als Kc. DieReaktion verläuft also von links nach rechts.

Cl2 + Br2 2 BrCl

cGG (0, 045 − x) mol/L (0, 045 − x) mol/L (0, 045 + 2x) mol/L

7 =(0, 045 + 2x)2

(0, 045 − x)2

x = 0, 0159 mol/L

cGG(Cl2) = cGG(Br2) = 0, 0291 mol/L cGG(BrCl) = 0, 0768 mol/L

A5:

N2 + O2 2 NO

Kc = c2(NO)c(N

2)·c(O

2)

Je x Teilchen N2 und O2 reagieren zu 2x Teilchen NO. Dann gilt im Gleichgewicht:

c(Stickstoff)=c(Sauerstoff) = 1-x, c(NO) = 2x

Also 0, 0004 = (2x)2

(1−x)2

somit ergibt sich für x ungefähr 0,0099

Ergebnis: c(NO) = ca. 0,02 mol/l

c(O2) und c(N2) = ca. 0,99 mol/l

A6:

Q =(0, 125 mol/L)2

(0, 050 mol/L)2 · (0, 030 mol/L)

=0, 015625

0, 0025 · 0, 030· 1

mol/L

=0, 015625

0, 000075L/mol

= 208, 3 L/mol

Da Q > Kc, wird die Reaktion von rechts nach links verlaufen, SO3 zerfällt.

2 SO2 + O2 2 SO3

cGG (0, 050 + 2x) mol/L (0, 030 + x) mol/L (0, 125 − 2x) mol/L

36

36, 9 · 1

mol/L=

(0, 125 − 2xmol/L)2

(0, 050 + 2xmol/L)2 · (0, 030 + x mol/L)

Wir erhalten eine Gleichung 3ten Grades, da muss der graphische Taschenrechner oder eineMathematik-Programm ran. Obige Gleichung führt auf diese eingebbare Form:

36, 9 · (0.05 + 2x)2 · (0.03 + x)− (0.125 − 2x)2 = 0

Hier nun die Lösung mit der Euler Math Toolbox1.

>f="36.9*(0.05+2*x)^2*(0.03+x)-(0.125-2*x)^2"

36.9*(0.05+2*x)^2*(0.03+x)-(0.125-2*x)^2

>fplot(f);

Die erst grobe Übersicht zeigt eine Nullstelle in der Nähe von Null, deshalb zoomen wir diegraphische Ausgabe auf diesen Bereich:

>fplot(f,-0.2,0.2);

1All versions of Euler are freeware and open source under the GNU general license [5]

37

A Lösungen

Der Graph zeigt eine Nullstelle zwischen 0 und 0.1, diese lassen wir jetzt berechnen:

>secant(f,0,0.1)

0.0135787032558

Die gerundete Lösung lautet also x=0,0136

c(SO2)=0,0772 c(O2)=0,0436 c(SO3)=0,0978

A7:

36, 7%SO3 disoziieren zu SO2, also ist c(SO2) = 0, 06 mol/L · 0, 367 = 0, 022 mol/L

2 SO3 2 SO2 + O2

Anfang: 0, 06 mol/L 0 0

Gleichgewicht: (0, 06 − 0, 022) mol/L 0, 022 mol/L 0,022 mol/L2

Kc = 3, 69 · 10−3 mol/L

A8:

A9:

A10:

A11:

Q =c2(Cl2) · c2(H2O)

c4(HCl) · c(O2)

= 1936L/m

Da Q > Kc wird die Reaktion von rechts nach links laufen.

Links sind 5 mol Gase, rechts 4 mol Gase. Eine Druckverminderung verschiebt zur Seitemit größerem Volumen, also wieder nach links.

A12: Nimm an, die Gleichgewichtskonzentration von Essigsäure (und dann natürlich auchvon Ethanol) sei x, die von Essigsäureethylester und Wasser jeweils y, so ergibt sich ausdem MWG:y·yx·x = 4 und somit: y = 2x. Heißt: Die Konzentrationen der Stoffe rechts sind doppeltso hoch wie die links, also z.B.: Jeweils 1 mol Essigsäure und Ethanol und jeweils 2 molEssigsäureethylester und Wasser sind im Gleichgewicht vorhanden. Wenn die Aussage aberbedeuten soll, dass anfangs jeweils 1 mol Säure + Alkohol vorhanden waren, so sind imGleichgewicht jeweils 1

3 mol Essigsäure und Ethanol sowie jeweils 23 mol Ester und Wasser

vorhanden.

b) Ich will die Rechnung diesmal nicht allgemein durchführen. Daher wähle ich als Aus-gangskonz. der Säure: 2 mol; demnach für den Alkohol: 1 mol.

38

Im Gleichgewicht gilt dann: Säurekonz: 2-x; Konz. des Alkohols: 1-x; Konz des Esters unddes Wassers: jeweils x.

MWG:

x2

(2− x)(1 − x) = 4

Daraus ergibt sich:

3x2 − 12x+ 8 = 0

Einzig brauchbare Lösung:

x ≈ 0, 8453

c) überlege Dir erst mal selbst! Frag’ nach, wenn Du nicht weiterkommst!

A13:

A14:

FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)Anfang: genug 0, 05 mol/L 0 0

Gleichgewicht: genug - x 0, 05 mol/L − x x x

Kc =c(CO2)

c(CO)

0, 403 =x

0, 05 − xx = 0, 0144

c(CO2) = 0, 0144 mol/L

c(CO) = (0, 05 − 0, 0144) mol/L

= 0, 0356 mol/L

n(Fe) = n(CO2) = c(CO2) · V = 0, 0144 mol/L · 1 L = 0, 0144 mol

m(Fe) = n(Fe) ·M(Fe) = 0, 0144 mol · 55, 8 g/mol = 0, 804 g

39

A Lösungen

40

Literaturverzeichnis

[1] elemente chemie II, 1. Aufl.Stuttgart: Klett, 2000. ISBN 3-12-756700-6

[2] Dickerson, Gray, Haight: Prinzipien der Chemie, 1. Aufl.Berlin, New York: de Gruyter, 1978. ISBN 3-11-004499-4

[3] Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chemie, 8. Aufl.Stuttgart: Thieme, 2003. ISBN 3-13-484308-0

[4] http://www.neonlitho.ch/wphchall/chemie_alles/3_teil_12-17/kapitel_13/eierschale_co2.htm

[5] http://mathsrv.ku-eichstaett.de/MGF/homes/grothmann/euler/index.html

[6] de.wikipedia.org: Ammoniak

[7] Chemiewirtschaft in Zahlen 2007, Verband der Chemischen Industrie e.V.

[8] Dr. Julius Adolph Stöckhardt: Die Schule der Chemie, 17. Aufl.Braunschweig, Vieweg 1873

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