Chemische Gleichgewichte und Energetik
Das Themenfeld Chemische Gleichgewichte und Energetik prüft, ob du Gleichgewichtslagen quantitativ beschreiben, mit dem Prinzip von Le Chatelier begründen und Energieumsätze über Enthalpie und Entropie erklären kannst. Typisch sind Rechnungen zum Massenwirkungsgesetz, zur Gleichgewichtsverschiebung und zur Kalorimetrie sowie Bewertungen technischer Verfahren wie Haber-Bosch oder Kontaktverfahren.
Massenwirkungsgesetz
Für a A + b B ⇌ c C + d D gilt Kc = (c(C)^c · c(D)^d) / (c(A)^a · c(B)^b). K hängt nur von der Temperatur ab, nicht von Druck oder Anfangskonzentrationen. K >> 1 bedeutet Produktseite, K << 1 Eduktseite. Für Gasreaktionen folgt Kp = Kc · (R·T)^Δn mit Δn = Summe der Produktkoeffizienten minus Summe der Eduktkoeffizienten.
Verschiebung des Gleichgewichts
Nach Le Chatelier weicht ein System einem Zwang aus: Konzentrationserhöhung eines Stoffes verschiebt zur Gegenseite, Druckerhöhung zur Seite mit weniger Gasteilchen, Temperaturerhöhung zur endothermen Richtung. Ein Katalysator senkt nur die Aktivierungsenergie und verkürzt die Einstellzeit, er verändert K nicht. Bei ΔH < 0 (exotherm) führt Temperaturerhöhung zur Verschiebung auf die Eduktseite und zu kleinerem K.
Energetik
Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung ΔG = ΔH – T·ΔS entscheidet über die Freiwilligkeit: ΔG < 0 heißt exergon. Enthalpien erhält man kalorimetrisch (Q = c·m·ΔT) oder über den Hess'schen Wärmesatz, Entropien aus Tabellenwerten; ΔS > 0 bei Gasvermehrung und zunehmender Unordnung. Kinetik und Thermodynamik sind getrennt zu betrachten: Die Aktivierungsenergie steuert die Geschwindigkeit (Arrhenius), ΔG die Lage.
Rechenbeispiel
Für N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 (ΔH = –92 kJ/mol, ΔS = –198 J/(K·mol)) liegen bei 298 K die Konzentrationen c(N2) = 0,50, c(H2) = 1,50 und c(NH3) = 0,80 mol/L vor. Dann ist Kc = 0,80² / (0,50 · 1,50³) = 0,64 / 1,6875 ≈ 0,38. Thermodynamisch: ΔG = –92 – 298 · (–0,198) = –33 kJ/mol, also exergon. Wegen Δn = 2 – 4 = –2 verschiebt Druckerhöhung zum Produkt; Temperaturerhöhung verschlechtert die Ausbeute, wird für die Kinetik aber in Kauf genommen (Kompromiss ca. 450 °C, 200 bar).
Typische Fehler
Häufig wird behauptet, ein Katalysator verschiebe das Gleichgewicht, oder K ändere sich mit der Konzentration. Auch das Vorzeichen von ΔS wird falsch eingesetzt, Δn beim Übergang von Kc zu Kp vergessen und bei kalorimetrischen Rechnungen die Wärmekapazität des Gefäßes ignoriert. Bei Gleichgewichtstermen fehlt oft der Bezug auf die Standardkonzentration.