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Allgemeine Chemie Fragen zur Chemie, die ihr nicht in eines der Fachforen einordnen könnt, gehören hierher.

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Alt 16.12.2007, 19:55   #1   Druckbare Version zeigen
Scurra Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 4.726
Chem. Gleichgewicht

Wir schreiben am Donnerstag einen Test in Chemie und unser Lehrer kann einfach nicht erklären. Deshalb stelle ich hier mal meine Fragen, zu den Sachen, die ich nicht verstehe und hoffe, ihr könnt mir helfen:

1. Was kann man bei den folgenden Reaktionen machen, um das Gleichgewicht nach rechts zu verlagern bzw. um die Reaktion in eine Richtung zu beschleunigen?

Ca(OH)2 + CO2 {\rightarrow} CaCO3 + H2O
So weit ich meinen Lehrer hier verstanden habe, muss man etwas verbrennen, um die CO2 Konzentration zu erhöhen. Außerdem wirkt sich die bei der Verbrennung entstehende Wärme positiv auf die Reaktionsgeschwindigkeit aus. Ist das soweit richtig?

CaCO3 + CO2 + H2O {\rightleftharpoons} Ca2+ + 2 HCO3-
Muss man hier die Kohlenstoffdioxid- und die Wasserkonzentration erhöhen, um mehr Calciumhydrogencarbonat zu erhalten? Und was kann man machen, um die Reaktion auf die linke Seite zu verlagern? Das passiert meines Wissens nach in Tropfsteinhöhlen.

Und noch eine Gleichung:

H2 + I2 {\rightarrow} 2 HI
Mein Lehrer hat hingeschrieben, Hinreaktion ungleich Rückreaktion. Warum? Außerdem hat er geschrieben, dass man bei Iodmangel Wasserstoff hinzufügen muss, um mehr HI herauszubekommen. Später haben wir aufgeschrieben, dass die Zugabe eines Reaktionsparters zum Verbrauch des Partners im Reaktionsgemisch und ein Entfernen eines Reaktionspartners zur Bildung des Partners im Reaktionsgemisch führt. Was bedeutet das genau und hat das was mit der Gleichung von Oben zu tun?


2. Warum können Flaschen mit kohlensäurehaltigen Flüssigkeiten bei hoher Temperatur und beim Schütteln platzen?

Das hat was mit dem Gleichgewicht

H2O + CO2 {\rightleftharpoons } H2CO3


Allgemein kann ich von mir behaupten, dass ich nicht versteh, warum eine Temeraturänderung gerade das Gleichgewicht auf die eine Seite und nicht auf die andere Seite verlagert und, was das Zu- und Abführen eines Reaktionspartners mit dem Gleichgewicht zu tun hat.
Scurra ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 16.12.2007, 20:13   #2   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: Chem. Gleichgewicht

Schau mal da : http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_8/vlus/thermodynamik_prinzip_vom_kl_zwang.vlu.html
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 18.12.2007, 16:54   #3   Druckbare Version zeigen
Scurra Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 4.726
AW: Chem. Gleichgewicht

Ok, jetzt verstehe ich das einigermaßen. Aber noch eine Frage:

Wenn ich kohlensäurehaltiges Wasser schüttel, entsteht Wasser und Kohlensäure. Warum bildet sich das nicht wieder zurück, so dass die Kohlensäure gelöst ist? Es befindet sich doch im chem. Gleichgewicht.
Scurra ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 18.12.2007, 18:34   #4   Druckbare Version zeigen
Olli Männlich
Mitglied
Beiträge: 36
AW: Chem. Gleichgewicht

Zitat:
Zitat von Scurra Beitrag anzeigen

Allgemein kann ich von mir behaupten, dass ich nicht versteh, warum eine Temeraturänderung gerade das Gleichgewicht auf die eine Seite und nicht auf die andere Seite verlagert und, was das Zu- und Abführen eines Reaktionspartners mit dem Gleichgewicht zu tun hat.
Naja, die Temperaturerhöhung selbst ändert am Gleichgewicht nichts, denn im Gleichgewicht ist d[P]/dt=0 , die Konzentration der Komponnenten ändert sich nicht.
Jedoch ist mit der Erhöhung der Temperatur im allgemeinen eine Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit zu verzeichnen k=A*e^(-E/RT) (Geht T gegen unendlich, führt jeder Stoß zur Reaktion).
Das Gleichgewicht stellt sich also schneller ein.


Die Sache mit dem Gleichgewicht und den Komponenten.
Habt ihr schon das MWG behandelt?

A + B <=> C + D

([C]*[D])/([A]*[B]) = K (const)

Der Quotient ist konstant!. Wenn ich jetzt zB [D] verringere, würde K kleiner werden, deswegen muss sich das System ausweichen, damit sich K eben nicht ändert (Le Chatelier), es würde zB mehr [C] entstehen, um den Zähler konstant zu halten.

Für dein Beispiel bedeutet das:

Ca(OH)2 + CO2 <=> CaCO3 + H2O

willst du mehr CaCO3 entstehen lassen, kannst du zB das Wasser abdestillieren, dadurch steigt automatisch deine Ausbeute.
Oder du lässt mehr CO2 entstehen, dadurch würde K kleiner werden, zum Ausgleich wird mehr Ca(OH)2 abgebaut und es bildet sich ebenso mehr Produkt.

So lässt sich mit Gleichgewichten schön rumspielen, üb das am besten nochmal, das ist wichtiges elementares Wissen, falls du eine Laufbahn als Chemiker anstrebst
Olli ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 18.12.2007, 20:29   #5   Druckbare Version zeigen
jimmy2000  
Mitglied
Beiträge: 2
AW: Chem. Gleichgewicht

@Olli,

die gleichgewichtskonstant ist schon temp. abhaengig.

ob sich das gleichgewicht in die eine oder andere richtung verschiebt haengt dabei von der verteilung der zugaenglichen energieniveaus in produkten und reaktanden ab.
jimmy2000 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 18.12.2007, 20:33   #6   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: Chem. Gleichgewicht

Zitat:
Wenn ich kohlensäurehaltiges Wasser schüttel, entsteht Wasser und Kohlensäure. Warum bildet sich das nicht wieder zurück, so dass die Kohlensäure gelöst ist? Es befindet sich doch im chem. Gleichgewicht.
Nein, das wird unter CO2-Druck abgefüllt. Deshalb sprudelt es auch unter Atmosphärendruck.
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 18.12.2007, 20:36   #7   Druckbare Version zeigen
Scurra Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 4.726
AW: Chem. Gleichgewicht

Ich hab mir das mit der Temeratur jetzt so gemerkt, dass bei Temperaturerhöhung das Gleichgewicht immer auf die Seite der Reaktion verlagert wird, die mehr Energie hat. Bei exothermer Reaktion ist das die linke Seite, bei endothermer Reaktion die rechte.

Zitat:
Jedoch ist mit der Erhöhung der Temperatur im allgemeinen eine Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit zu verzeichnen k=A*e^(-E/RT) (Geht T gegen unendlich, führt jeder Stoß zur Reaktion).
Hmmm, aber vielleicht hat unser Lehrer uns das mit der Temeratur gesagt, weil sich im geschlossenen System durch Temeraturerhöhung auch der Druck erhöht. Beispielsweise wurde uns gesagt, dass man in einer Abfüllanlage für Mineralwasser das Wasser abkühlt, weil so das Kohlenstoffdioxid (Kohlensäure) besser gelöst wird.
Falls die Reaktion H2O + CO2 -> H2CO3 exotherm verläuft, steht das in Übereinstimmung mit meiner obrigen Überlegung. Bei Temeraturerhöhung würde sich das Gleichgewicht nach Links verlagern (bzw. diese Reaktionsgeschwindigkeit beschleunigen), aber da ich die Temeratur senke, verlagert es sich nach Rechts, wo man H2CO3 hat. Dennoch ist mir das mit der Mineralwasserflasche unklar, warum sich das Kohlenstoffdioxid nicht wieder im Wasser löst. Wenn ich die Flasche schüttel, dann entsteht größere Oberfläche. Dadurch verlagert sich das Gleichgewicht nach Links (deshalb zischt es beim Öffnen von Kohlensäurehaltigen Flaschen immer). Warum? Andererseits müsste sich das Gleichgewicht doch wieder einstellen, also das Kohlenstoffdioxid müsste wieder gelöst werden. Das macht es aber nicht (so weit ich weiß).


Zitat:
Nein, das wird unter CO2-Druck abgefüllt. Deshalb sprudelt es auch unter Atmosphärendruck.
Sry, hab den Beitrag noch nicht gelesen...

Also wird beim Öffnen der Druck abgelassen und damit strömt das CO2 nach und nach aus der Flasche und trennt sich vom Wasser ab?
Scurra ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 18.12.2007, 20:43   #8   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: Chem. Gleichgewicht

Vorsicht!

Man kann nicht alles mit einer Klappe erschlagen.

Exo- und Endothermie sind eine Sache. Dazu kommt noch die Entropie. Dies ist die Seite der Thermodynamik.

dG = dH - TdS (Gibbs-Helmholtz) http://de.wikipedia.org/wiki/Gibbs-Helmholtz-Gleichung

Sie sagt was für ein Gleichgewicht sich einstellt, sie sagt nichts über die Zeit, die dieser Vorgang braucht.

Dies behandelt die Kinetik.

Schau mal da :

http://www.chemieonline.de/forum/showpost.php?p=28155&postcount=10
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 18.12.2007, 23:01   #9   Druckbare Version zeigen
Olli Männlich
Mitglied
Beiträge: 36
AW: Chem. Gleichgewicht

Ach Mist.
Da bin ich einem falschen Gedanken nachgejagt.

Also die Temperatur ändert das Gleichgewicht insofern, dass bei einer Verringerung der Temperatur die exotherme Reaktion bevorzugt abläuft, bei Erhöhung entsprechend die endotherme.

@bm

Inwiefern sagt einem denn die Änderung der freien Enthalpie, was für ein Gleichgewicht sich einstellt?
IdR sagt sie doch nur etwas darüber aus, ob eine Reaktion abläuft oder nicht?
Also ob sie Exogen bzw Endogen ist und berücksichtigt halt sowohl Enthalpie wie auch Entropie, also exotherme Reakionen laufen nicht zwingend ab, wenn die Entropieänderung ungünstig ist?
So hab ich die Gleichung bisher interpretiert.

@Scurra
Die Sache mit der Kohlensäure:
Wenn man den Druck auf das System erhöht, weicht das Gleichgewicht auf die Seite, wo weniger Gasmoleküle entstehen:

CO2 + H2O <=> H2CO3

also nach rechts.
Nach dem Öffnen der Flasche stellt sich das Gleichgewicht neu ein (Der Druck ist weg) und das liegt zu sehr großen Teil auf der Seite der Gase. (So hab ich das verstanden, nicht dass ich schon wieder Blödsinn verzapfe)
Olli ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 19.12.2007, 15:25   #10   Druckbare Version zeigen
Scurra Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 4.726
AW: Chem. Gleichgewicht

Und wenn man die Flasche schüttelt, entsteht eine große Oberfläche und das beschleunigt die Rückreaktion (H2CO3 -> H2O + CO2), oder?
Scurra ist offline   Mit Zitat antworten
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