Grundlagen der chemischen Thermodynamik und Kinetik

Hessscher Satz

Wenn eine Reaktion in mehreren Schritten – real oder theoretisch – durchgeführt werden kann, ist die Enthalpieänderung gleich der Summe der Enthalpien der Reaktionen dieser Zwischenschritte.

• Standard-Reaktionsenthalpie aus Standard-Bildungsenthalpien
• Standard-Reaktionsenthalpie aus Bindungsenthalpien
• Standard-Reaktionsentropie
• Freie Energie (Spontanität)

Theorien chemischer Reaktionen

• Theorie der Kollisionen: Damit eine chemische Reaktion stattfindet, müssen die Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen) kollidieren. Für einen wirksamen Stoß müssen die Teilchen:
  • Über ausreichend kinetische Energie verfügen, um die Bindungen umzulagern und neue Stoffe zu bilden.
  • Mit der richtigen räumlichen Orientierung kollidieren.
• Theorie des aktivierten Komplexes (Übergangszustand): Wenn Moleküle der Reaktionspartner aufeinandertreffen, erfahren sie eine Verzerrung, die in einem kurzlebigen Zwischenstadium hoher Energie resultiert – dem aktivierten Komplex. Die Aktivierungsenergie ist die zusätzliche Energie, die von den Molekülen absorbiert werden muss, um den aktivierten Komplex zu bilden.

Einflussfaktoren auf die Reaktionsgeschwindigkeit

• Temperatur: Ein Temperaturanstieg erhöht in der Regel die Reaktionsgeschwindigkeit. Die Arrhenius-Gleichung setzt die Geschwindigkeitskonstante k mit der Temperatur in Beziehung: k = A · e^(-Ea/RT).
  • A: Häufigkeitsfaktor der Kollisionen
  • e: Eulersche Zahl
  • Ea: Aktivierungsenergie (kJ/mol)
  • R: Gaskonstante
  • T: Absolute Temperatur (K)
• Konzentration der Reaktionspartner: Eine Erhöhung begünstigt die Reaktionsgeschwindigkeit.
• Chemische Beschaffenheit der Stoffe
• Aggregatzustand
• Zerteilungsgrad: Je größer die wirksame Kontaktfläche, desto höher die Kollisionswahrscheinlichkeit.
• Katalysator: Ein Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit ändert, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Er kann positiv (beschleunigend) oder negativ (hemmend) wirken.

Prinzip von Le Chatelier

Äußere Störfaktoren (Temperatur, Druck, Konzentration) in einem Gleichgewichtssystem induzieren eine Neuordnung, um die Wirkung des Wandels zu verringern und einen neuen Gleichgewichtszustand zu erreichen.

• Konzentration: Erhöhung eines Stoffes verschiebt das System in Richtung des Verbrauchs dieser Substanz.
• Druck: Erhöhung verschiebt das System in Richtung der geringeren Anzahl an Gasmolekülen.
• Temperatur: Erhöhung begünstigt die endotherme Reaktion, Senkung die exotherme.
• Katalysator: Ändert nichts am Gleichgewichtszustand.

Säure-Base-Theorien

Arrhenius-Theorie

Säuren und Basen in wässriger Lösung:

• Säure: Dissoziiert unter Bildung von Wasserstoff-Ionen (H+).
• Base: Dissoziiert unter Bildung von Hydroxid-Ionen (OH-).

Neutralisation: HA + BOH → AB + H2O

Brönsted-Lowry-Theorie

• Säure: Teilchen, das ein Proton (H+) übertragen kann.
• Base: Teilchen, das ein Proton (H+) aufnehmen kann.

Neutralisation ist die Übertragung eines Protons. Es entstehen konjugierte Säure-Base-Paare (HA/A- und B/BH+).

Pufferlösungen: Halten den pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen Säure oder Base relativ konstant.

Säure-Base-Indikatoren

Stoffe, die ihre Farbe je nach pH-Wert ändern:

• Methylorange (3,1–4,4)
• Bromthymolblau (6,0–7,6)
• Phenolphthalein (8,3–10,0)

Industrielle Synthese von Ammoniak (Haber-Bosch)

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g); ΔH° = -92,6 kJ. Um die Ausbeute zu erhöhen, wird bei hohem Druck (200–1000 bar) und ca. 450 °C mit einem Eisen-Katalysator gearbeitet. Das entstehende Ammoniak wird durch Kühlung verflüssigt und abgetrennt.

Elektrochemie

• Galvanische Zelle: Chemische Reaktion erzeugt Strom (spontane Redoxreaktion). Anode ist negativ, Kathode ist positiv.
• Elektrolysezelle: Strom erzwingt eine chemische Reaktion (nicht spontan). Anode ist positiv, Kathode ist negativ.

Aluminium-Elektrolyse (Hall-Héroult-Prozess)

Aluminiumoxid (Al2O3) wird in geschmolzenem Kryolith (Na3AlF6) bei ca. 950 °C elektrolysiert. An der Graphit-Kathode scheidet sich flüssiges Aluminium ab, an der Anode entsteht Sauerstoff.

Schwefelsäure (H2SO4)

Herstellung über das Kontaktverfahren:

1. Gewinnung von SO2 durch Rösten von Sulfiderzen.
2. Oxidation von SO2 zu SO3 mit Luftsauerstoff (Katalysator).
3. Absorption von SO3 in Schwefelsäure zu Oleum und anschließende Reaktion mit Wasser zu H2SO4.