Heterogenes Gleichgewicht Gasphase <-> kondensierte Phase

Lieber Besucher, herzlich willkommen bei: treffpunkt-naturwissenschaft.com. Falls dies Ihr erster Besuch auf dieser Seite ist, lesen Sie sich bitte die Hilfe durch. Dort wird Ihnen die Bedienung dieser Seite näher erläutert. Darüber hinaus sollten Sie sich registrieren, um alle Funktionen dieser Seite nutzen zu können. Benutzen Sie das Registrierungsformular, um sich zu registrieren oder informieren Sie sich ausführlich über den Registrierungsvorgang. Falls Sie sich bereits zu einem früheren Zeitpunkt registriert haben, können Sie sich hier anmelden.

Antworten

Friedrich Karl Schmidt

Beiträge: 1 468

Registrierungsdatum: 8. März 2013

Sonntag, 8. Dezember 2013, 16:16

Heterogenes Gleichgewicht Gasphase <-> kondensierte Phase

http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=212301

Zitat

MaiMa 02 02.12.2013 20:17
Druckänderung im heterogenen Gleichgewicht
ich hätte eine Frage zum heterogenen Gleichgewicht und was passiert, wenn ich den Druck erhöhe. Ich habe es schon mit googeln versucht, aber ich finde einfach nicht das, wonach ich suche.
Eigentlich ist es für Gase ja so, dass bei Druckerhöhung die volumenverkleinernde Reaktion gefördert wird.

Jetzt habe ich aber ein heterogenes Gleichgewicht, ein flüssiges Edukt und ein gasförmiges Produkt:
I2 (l) <=> 2 I(g)
Gilt diese Regel hier auch? Sprich, wenn ich den Druck erhöhe, verschiebt sich das Gleichgewicht Richtung Edukt? Oder verschiebt sich das Gleichgewicht Richtung Produkt, weil es sich ja eigentlich um eine Sublimation handelt??
I2 <-> I2(gas) aneblich nimmt der Dampfdruck mit steigendem Gesamtdruck ab

Der Dampfdruck pD(A) eines Stoffes A nimmt mit steigendem Gesamtdruck zu und nicht etwa ab. Was daran liegt, dass - ideale Gasphase vorausgesetzt - das chemische Potenzial von A in der Gasphase unverändert bleibt, wenn sich der Gesamtdruck erhöht, weil z.B. der Gasphase Inertgas zugeführt wird, der Partialdruck p(A) also der Gleiche bleibt.
Dagegen wird das chemische Potenzial von A in der kondensierten , also festen oder flüssigen Phase mit steigendem Gesamtdruck erhöht. Das dadurch verursachte Ungleichgewicht stellt sich dann in der Weise wieder ein, dass A aus der kondensierten Phase solange in die Gasphase übergeht, bis sich dort der Partialdruck von A soweit erhöht hat, dass das chemische Potenzial der Gasphase von A den gleichen Wert erreicht hat, wie das druckbedingt erhöhte chemische Potenzial von A in der kondensierten Phase.

Zitat

Ryan 21 02.12.2013 21:04
mMn das Prinzip gilt auch hier, wenn du die Temperatur konstant lässt. Das ist das Prinzip vom kleinsten Zwang (Le Chatelier).
Das System versucht so gut es geht dem äußeren Zwang auszuweichen.

Das Prinzip vom kleinsten Zwang gilt zwar immer. Aber nicht immer ist es einfach zu erkennen, worin der Zwang besteht. So wird auf die Gasphase von A kein Zwang ausgeübt, wenn sich nur der Fremdgasdruck erhöht, der Partialdruck p(A) aber nicht verändert wird.
Dagegen wird Zwang ausgeübt auf A in der kondensierten Phase, deren chemisches Potenzial ( die partielle freie molare Enthalpie ) bei konstanter Temperatur gemäß \[ dG_m(A) \ = \ V_m(A) \ dp\], wobei Vm(A) das ( molare ) Volumen ist, auf das sich ein Mol des Stoffes A in der kondensierten Phase homogen verteilt. Im Fall einer wässrigen Lösung also das Volumen eben dieser Lösung.

Zitat

Cyrion 03.12.2013 09:41
Es ist genau so.
Meist wird dieses Phänomen als Dampfdruck bezeichnet. Es kann aber sehr gut mit dem MGW ausgedrückt werden. Da sich die Konzentration in der kondensierten Phase bei Druckänderungen (meist) nur wenig ändert, ist das System einfach zu berechnen.

Nein es ist eben gerade nicht " genau so". Richtig ist lediglich, dass man das Verdampfungsgleichgewicht mit dem MWG beschreiben kann. Aber dies mit dem folgenden Ergebnis : Vernachlässigt man das Volumen der flüssigen Phase in der Differenz ( VG - VL ) , so ergibt sich der Dampfdruck als unabhängig vom Gesamtdruck. Berücksichtigt man das Volumen der flüssigen Phase, so nimmt der Dampfdruck mit steigendem Gesamtdruck zu.

Zitat

Muzmuz 03.12.2013 10:50
Ja - aus diesem Grund ist der Siedepunkt einer SUbstanz auch druckabhängig.

Also erst einmal ist zwar die Siedetemperatur , nicht aber der Siedepunkt vom Druck abhängig. Denn der Siedepunkt ist die Siedetemperatur bei Standarddruck. Im Übrigen ist die Lage eines Verdampfungsgleichgewichts ( natürlich ) nicht abhängig davon . wie sich die Einstellung des Gleichgewichts kinetisch vollzieht, Sieden oder verdunsten und mit welchen Anteilen auch immer diese beiden Formen des Verdampfens zur Einstellung des Verdampfungsgleichgewichts beitragen, der Gleichgewichtspartialdruck eines Stoffes A im Gleichgewicht mit einer kondensierten Phase hängt davon nicht ab.
Die Druckabhängigkeit der Siedetemperatur betreffend ist es so, dass diese mit dem Umgebungsdruck natürlich zunimmt, weil nämlich ein erhöhter Umgebungsdruck erst bei entsprechend erhöhter Temperatur erreicht wird. Dies ändert aber nichts daran, dass auch der Dampfdruck mit steigendem Umgebungsdruck zunimmt, die Siedetemperatur also mit steigendem inertgasdruck abnehmen könnte, wenn nicht der erhöhte Dampfdruck vertrackter Weise selbst auch zur Erhöhung des Umgebungsdrucks beitragen würde.

\[ d G^0_m(p) \ = \ V_m \ dp \ = \ RT \frac{dp}{p} \] \[G^0_m(p) \ = \ G^0_m(p_0) \ + \ RT \ ln \frac {p}{p_0}\]
Nun ist aber die freie Enthalpie eines Gases A in einem Gemisch auch vom Stoffmengenanteil des Gases A abhängig : \[ G_m( p_0,x_A) \ = \ G^0 (p_0, x_A = 1) \ + \ RT \ ln \ x_A \] \[ G_m( p_0,x_A) \ = \ G^0(p_0, x_A = 1) + RT \ ln \frac {p_A}{p}\]Womit sich also nach Zusammenfassen ergibt : \[G_m(p,x_A) \ = \ G^0_m(p_0,x_A=1) \ + \ RT \ ln \frac{p_A}{p_0}\]

Womit klar sein sollte, dass die molare freie Enthalpie eines idealen Gases A, identisch mit dessen chemischen Potenzial nicht vom Gesamtdruck. sondern nur vom Partialdruck eben dieses Gases abhängig ist, insbesondere also bei einer Druckerhöhung durch Zufuhr von Inertgas nicht verändert wird.

Dagegen ergibt sich für einen Stoff A in einer kondensierten , im Weiteren als inkompressibel angenommenen , kondensierten Phase

\[ d G^0_m(p) \ = \ V_m \ dp \] \[G^0_m(p) \ = \ G^0_m(p_0) \ + \ ( \ p \ - \ p_0 ) \ V_m\]

Woraus unter Einbeziehen der Möglichkeit , dass es sich bei A um die Komponente einer idealen Mischung handelt , \[ G_m( p,x_A) \ = \ G^0_m (p, 1) \ + \ RT \ ln \ x_A \] \[ G^0_m( p,1) \ = \ G_m^0 (p_0, 1) \ + \ ( \ p \ - \ p_0 \ ) \ V_m \]folgt . Womit sich hier also nach Zusammenfassen ergibt :\[G_m(p,x_A) \ = \ G^0_m(p_0, 1) \ + \ RT \ ln \ x_A \ + \ ( \ p \ - \ p_0 \ ) \ V_m \] Eine mit dem Druck p linear steigende freie, molare Enthalpie. Und dies um so stärker, je größer das molare Volumen von A in der kondensierten Phase ist. Im Fall einer homogenen Mischung also das Volumen der Mischung, das 1 Mol von A enthält : Welches im Übrigen bei einer entsprechend verdünnten Lösung also prinzipiell gesehen größer sein kann als das molare Volumen der koexistierenden Gasphase. Mit den daraus folgenden Konsequenzen für die Druckabhängigkeit des Gleichgewichts. Insbesondere aber dem Wegfall des immer wieder "gern genommenen" Arguments, dass die molare Entropie eines Stoffes in der Gasphase größer sei , als die molare Entropie dieses Stoffes in einer flüssigen Phase.

Gruß FKS