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 z.B. Wasser zerlegen in H<sub>2</sub> und O<sub>2</sub> braucht Strom (Elektrolyse). \\
 ^ Spontan        ^ Unspontan       ^
-| Verbrennung von Holz \\ Rosten von Eisen \\ Zersetzung von Wasserstoffperoxid (H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>) \\ Diffusion eines Duftstoffs in der Luft \\ Eis schmilzt bei > 0 °C |      |
+| Verbrennung von Holz \\ Rosten von Eisen \\ Zersetzung von Wasserstoffperoxid (H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>) \\ Diffusion eines Duftstoffs in der Luft \\ Eis schmilzt bei > 0 °C | Elektrolyse von Wasser (H<sub>2</sub>O → H<sub>2</sub> + O<sub>2</sub>) \\ Herstellung von Ammoniak aus N<sub>2</sub> und H<sub>2</sub> bei Raumtemperatur \\ Rückreaktion bei Verbrennung (CO<sub>2</sub> → C + O<sub>2</sub>) \\ Zersetzung von Kochsalz (NaCl → Na + Cl<sub>2</sub>) |
 ==== Langsam vs. schnell ====
 Hierbei handelt es sich um eine Frage der Kinetik. \\
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 Die Reaktion läuft schnell ab, wenn viele Teilchen genug Energie haben und oft zusammenstossen.
 z.B. Knallgasreaktion – spontan und sehr schnell.
+==== Entropie ====
+Die **Entropie S** ist ein Mass für die Wahrscheinlichkeit eines chemischen Zustands. \\
+Die Reaktionsentropie ΔS<sub>Reaktion</sub> ist der Unterschied zwischen der Wahrscheinlichkeit der Produkte und der der Edukte.
+$$ΔS_{Reaktion} = S_{Produkte} - S_{Edukte}$$
+Daraus folgt, dass $ΔS_{Reaktion} > 0$ eine Zunahme der Wahrscheinlichkeit ist und $ΔS_{Reaktion} < 0$ eine Abnahme der Wahrscheinlichkeit ist.
+==== Gibbs-Energie ====
+$$ΔG_{R} = ΔH_{R} - T \cdot ΔS_{R}$$
+Wobei die folgenden Variablen verwendet werden: \\
+$ΔG_{R}$ Gibbs-Energie [kJ/mol] \\
+$ΔH_{R}$ Reaktionsenthalpie [kJ/mol] \\
+$ΔS_{R}$ Reaktionsentropie [kJ/(mol · K)] \\
+$T$ Temperatur [K]
+==== Exergon vs. endergon ====
+Reaktionen, die spontan ablaufen, werden als exergon [...] bezeichnet. Eine Reaktion ist dann exergon, wenn in deren Verlauf die freie Enthalpie $G$ abnimmt, also wenn $ΔG$ ein negatives Vorzeichen hat [...].(([[https://www.chemie.de/lexikon/Exergone_und_endergone_Reaktion.html|Chemie.de]])) Eine endergone Reaktion ist das Gegenteil.
+==== Vier Reaktionstypen ====
+Gemäss $ΔG_{R} = ΔH_{R} - T \cdot ΔS_{R}$ existieren vier Typen, in die man Reaktionen unterteilen kann: \\
+^ $ΔG_{R} = ΔH_{R} - T \cdot ΔS_{R}$ ^ $ΔH_{R} < 0$ (gü) ^ $ΔH_{R} > 0$ (ungü) ^
+^ $ΔS_{R} > 0$ (gü) | Immer spontan \\ z.B. Verbrennung von Kraftstoff und Explosionen | Dilemma-Reaktion (chemisches Gleichgewicht); bei hohen Temperaturen spontan \\ z.B. Zersetzung von Backpulver (NaHCO<sub>3</sub>) beim Backen |
+^ $ΔS_{R} < 0$ (ungü) | Dilemma-Reaktion (chemisches Gleichgewicht); bei tiefen Temperaturen spontan \\ z.B. Salzbildung aus Gasen | Nie spontan \\ Achtung: durch Energiezufuhr durchaus erzwingbar \\ z.B. Handyakku aufladen |
+===== Chemische Gleichgewichte =====
+Eine Reaktion kann prinzipiell in beide Richtungen ablaufen. Das hei[ss]t, du hast eine Hinreaktion und eine Rückreaktion. Du kannst auch sagen, dass die Reaktionen umkehrbar sind. [...] In einem geschlossenen System mit gleichbleibender Temperatur und gleichbleibendem Druck stellt sich irgendwann ein Gleichgewicht ein.(([[https://simpleclub.com/lessons/chemie-gleichgewichtsreaktion|Simpleclub.com]])) \\ \\
+Dazu gehören:
+  * Gleichbleibende Konzentration
+  * Hin- und Rückreaktion verlaufen gleich schnell
+==== Massenwirkungsgesetz ====
+Es wird die folgende Reaktionsgleichung betrachtet:
+$$q A + r B ⇌ s C + t D$$
+Dafür gilt das Massenwirkungsgesetz in folgender Form:
+$$K = \frac{a(C)^{s} \cdot a(D)^{t}}{a(A)^{q} \cdot a(B)^{r}}$$