Guten Morgen!

1. Guten Morgen!

2. Bei allen chemischen Reaktionen nimmt die Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender Temperatur zu

3. Aktivierungsenergie

4. Es gibt wirksame und unwirksame zwischenmolekulare Zusammenstöße Zahl der Kollisionen in einem Gasvolumen von 1 L bei 25°C und 101325 Pa: 1031 Kollisionen pro Sekunde aus: Brown, LeMay, Bursen, Chemie – die zentrale Wissenschaft, Pearson

5. Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit • Im allgemeinen Geschwindigkeitsgesetz einer chemischen Reaktion ist die Reaktionsgeschwindigkeitskonstante die einzige temperaturabhängige Größe

6. Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit Die Geschwindigkeitskonstante k ändert sich mit der Temperatur gemäß der Arrhenius-Gleichung (Svante Arrhenius 1889) ------------------------------------------------------- Ea Arrhenius‘sche Aktivierungsenergie R Ideale Gaskonstante T absolute Temperatur A Faktor, berücksichtigt die geometrische Ausrichtung der Moleküle beim Zusammenstoss e-Ea/RT Bruchteil jener Molekül-Zusammenstösse, bei denen die gesamte Stossenergie Ea übersteigt Maxwell-Verteilung:

7. Übergangszustand (Aktivierter Komplex) • Irgendwo auf dem Weg der Reaktion zwischen A und B gibt es eine Anordnung der Kerne der beteiligten Atome, die maximale potentielle Energie besitzt, • und ausgehend von der die Reaktion spontan weiterläuft – entweder zu den Produkten oder zurück zu den Reaktanden A und B. • Diese Kernanordnung bezeichnet man als Übergangszustand der Reaktion.

8. Energieprofil einer chemischen Reaktion Isomerisierung von Methylisonitril. Produkt: Acetonitril

9. Energieprofil einer chemischen Reaktion aus: Riedl, Allgemeine und Anorganische Chemie, de Gruyter

10. Energieprofil einer chemischen Reaktion, die über zwei Übergangszustände und eine Zwischenstufe abläuft, wobei der 1. Reaktionsschritt geschwindigkeitsbestimmend ist.

11. Energieprofil einer katalysierten und einer nicht katalysierten Reaktion aus: Riedl, Allgemeine und Anorganische Chemie, de Gruyter

13. Wilhelm Ostwald 1853-1932 Foto aus Wikipedia

14. Der Autoabgas-Katalysator Aus: Brown, LeMay, Bursten: Chemie – die zentrale Wissenschaft. Pearson

15. Smog envelopes the skyline of Los Angeles. Photograph: Robert Landau/Corbis

16. Eugene Houdry erfand 1950 den Autoabgaskatalysator Eugene Houdry in 1953, holding a small catalytic converter. Courtesy Sunoco, Inc. Pionier der Katalyse in der Erdölindustrie: katalytisches Cracken langkettiger Kohlenwasserstoffe

18. Gleichgewicht im Apfelkrieg, aus: Dickerson/Geis, Chemie - eine lebendige und anschauliche Einführung, Verlag Chemie, Basel 1983. v = k * c v Geschwindigkeit mit der die Äpfel über den Zaun geworfen werden k Geschwindigkeitskonstante des Werfers c Konzentration der Äpfel im jeweiligen Garten

19. Chemisches Gleichgewicht Es findet (wenn die Reaktionsprodukte nicht entfernt werden) im Reaktionsgemisch stets eine Hinreaktion und eine Rückreaktion statt. Nach einer gewissen Zeit hat sich ein Gleichgewicht ausgebildet, bei dem Hin und Rückreaktion gleich schnell ablaufen. Die Gesamtreaktions-geschwindigkeit ist dann gleich Null. Für diesen Fall gilt das Massenwirkungsgesetz (MWG).

20. Das MWG wurde 1867 von Cato Maximilian Guldberg und Peter Waage (Norwegen) experimentell entdeckt und kinetisch abgeleitet. Eine chemische Reaktion kommt bei gegebener Temperatur dann zum Stillstand, wenn der Massenwirkungsquotient Q einen für die Reaktion charakteristischen Zahlenwert K erreicht hat. Foto: Wikpedia

21. Allgemeine Reaktion aA + bB cC + dD Im Gleichgewicht gilt: Q=K Massenwirkungsquotient =Gleichgewichtskonstante Es gibt unendlich viele mögliche Gemische der Reaktanden, die dem MWG genügen und daher nach außen hin nicht reagieren!!

23. Gekoppelte Reaktionen im Gleichgewicht Es können z.B. zwei Reaktionen über einen gemeinsamen Reaktanden D miteinander gekoppelt sein:

24. Die Gleichgewichtskonstante der Gesamtreaktion ist gleich dem Produkt der Gleichgewichtskonstanten der Einzelreaktionen:

25. Kinetische Ableitung des MWG

28. Haber-Bosch Verfahren Katalysator: α-Eisen/Al2O3

31. Temperaturabhängigkeit der Gleichgewichtskonstante braun farblos

35. Chemische Thermodynamik

36. Systemarten der Thermodynamik

37. Robert Mayer und James Joule entdeckten Mitte des 19. Jh. die Äquivalenz von Wärme und mechanischer Energie Joule‘sches Experiment

38. Im Jahre 1847 formulierte Hermann Helmholtz den 1. Hauptsatz der Thermodynamik: • In einem abgeschlossenen System (d.h. in einem System, dem von außen weder Energie zugeführt noch entzogen wird) in dem sich beliebige (mechanische, thermische, elektrische, chemische) Vorgänge abspielen, bleibt die vorhandene Gesamtenergie erhalten. • Nach diesem Satz ist es klar, dass es kein Perpetuum Mobile geben kann.

39. Der 2. Hauptsatz der Thermodynamik: • Formulierung von Clausius: es ist unmöglich, dass Wärme von selbst aus einem kälteren auf einen wärmeren Körper übergeht. • Formulierung von Thomson: es ist unmöglich, eine periodisch wirkende Maschine zu konstruieren, die nichts weiter bewirkt als Abkühlung eines Wärmereservoirs und Leistung mechanischer Arbeit (Prinzip der Unmöglichkeit eines Perpetuum Mobile 2. Art). In einem abgeschlossenen System strebt die Entropie S irreversibel einem Maximalwert zu. Ist thermodynamisches Gleichgewicht schließlich erreicht, so bleibt die Entropie S konstant.

40. Vorlesungsversuch zur Temperaturabhängigkeit desVolumens eines Gases: 3 Luftballons H2 (g) N2 (l) Luft (g) (21% O2) CO2 (g) Siedepunkt N2: −195,79 °C Siedepunkt O2: −182,9 °C Siedepunkt H2: −252,87 °C Sublimationstemperatur CO2: - 78,5 °C