h - Institut für Technische Verbrennung

2.11 Innere Energie und Enthalpie für Gasgemische
Komponenten:
Partielle spezifische und partielle molare innere Energie der Komponente: u i , u i,m
Partielle spezifische und partielle molare innere Enthalpie der Komponente: h i , h i,m
Zusammenhang:
Gemisch:
Spezifische und partielle molare innere Energie des Gemisches:
2.11-1

Temperaturabhängigkeit
Bei idealen Gasen hängen innere Energie und Enthalpie nur von der Temperatur
ab, dies gilt auch für die partielle innere Energie und die partielle Enthalpie:
Die Temperaturabhängigkeit wird erfasst durch:
Der Index ‘ref’ bezeichnet einen Referenzzustand, insbesondere die
Referenztemperatur, die üblicherweise zu 25 o C = 298,15 K festgesetzt ist.
Die hochgestellte ‘0’ bezeichnet den Referenzdruck von 1 atm.
2.11-2

Die Temperaturabhängigkeit ist umso größer, je größer das Molekül ist, da es dann
auch mehr innere Freiheitsgrade besitzt wie Rotation, Schwingung, Elektronenanregung,
die mit wachsender Temperatur angeregt werden.
Jedem Freiheitsgrad wird im statistischen Mittel die gleiche Energie zugeordnet
→ Gleichverteilungssatz, so dass Moleküle mit einer großen Zahl von Freiheitsgraden
mehr Energie speichern können.
2.11-3

Spezifische und molare Wärmekapazitäten
Allgemein gilt:
Verknüpfung:
Bei idealen Gasen keine Druckabhängigkeit:
Mittlere spezifische und molare Wärmekapazitäten:
2.11-4

Da sich bei Verbrennungsprozessen die Temperatur in weiten Grenzen ändert,
werden statt mittlerer Wärmekapazitäten Polynomansätze für die
Temperaturabhängigkeit der Wärmekapazitäten sowie für die Enthalpien und die
Entropien genutzt, zum Beispiel in den NASA Polynomen.
Die Koeffizienten der Ansätze sind in den NASA Polynomen in Abhängigkeit
von Temperatur und Druck tabelliert.
2.11-5

Die Bildungsenthalpie als Referenzenthalpie
Enthalpie eines Gemisches idealer Gase
Spezifische Enthalpie
Molare Enthalpie
Die einzelnen chemischen Komponenten besitzen unterschiedliche
Referenzenthalpien bzw. , die bei definiert sind,
so dass
Wärmekapazität bei konstantem Druck:
2.11-6

Reaktionsenthalpie
Die Größe mit bezeichnet die bei einer
Reaktion umgesetzte Enthalpie.
Dieser Zusammenhang gilt für beliebige Temperaturen.
Beispiel: Bruttoreaktion
2.11-7

Die Referenzenthalpien von H 2 (gasförmig), O 2 (gasförmig) und C (fest)
werden zu Null festgesetzt. Die chemisch gebundene molare Enthalpie von
gasförmigem Methan würde aus dem (fiktiven) Umsatz
bei der Temperatur folgen.
Somit stellt die Referenzenthalpie die im Methan gebundene chemische
Energie dar. Sie wird auch als Bildungsenthalpie bezeichnet.
2.11-8

In ähnlicher Weise gilt für CO 2
und H 2 O
Somit wird bei der Reaktion
bei konstanter Temperatur
die molare Reaktionsenthalpie
frei.
2.11-9

Stoffgrößen für Gase bei
M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
1 H 2
2,016 0.000
2 H 2
O 18,016 -241,826
3 H 2
O 2
34,016 -136,105
4 NO 30,008 90,290
5 NO 2
46,008 33,095
6 N 2
28,016 0,000
7 N 2
O 44,016 82,048
8 O 16,000 249,194
9 O 2
32,000 0,000
10 O 3
48,000 142,674
M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
11 CH 2
O 30,027 -115,896
12 CH 2
OH 31,035 -58,576
13 CH 4
16,043 -74,873
14 CH 3
OH 32,043 -200,581
15 CO 28,011 -110,529
16 CO 2
44,011 -393,522
17 C 2
H 6
30,070 -84,667
18 C 2
H 4
28,054 52,283
19 C 3
H 8
44,097 -103,847
Tabelle Referenzenthalpien
2.11-10

Die Enthalpiedifferenz bei einer Temperatur
enthält den chemisch gebundenen und den thermischen Anteil der
Enthalpiedifferenz.
2.11-11

2.12 Reaktionsenthalpie und Heizwert
Molare Reaktionsenthalpie: Δ h m
Diejenige chemisch gebundene Wärme, die bei konstanter Temperatur beim Umsatz
von einem Mol Brennstoff frei wird.
Aus einer Globalreaktionsgleichung ergibt sich bei Umsetzung von einem Mol
Brennstoff:
Entsprechend bei einem System von r Reaktionsgleichungen:
Exotherme Reaktionen: Δ h m , Δ h k,m < 0
Endotherme Reaktionen: Δ h m , Δ h k,m > 0
2.12-1

Definition: Heizwert
Die Definition des Heizwertes nimmt Bezug auf die Reaktionsenthalpie.
Der spezifische untere Heizwert h u bezeichnet die Wärme, die frei wird, wenn ein
Kilogramm eines Brennstoffes umgesetzt wird, und das entstehende Wasser gasförmig
vorliegt.
Der spezifische obere Heizwert h o berücksichtigt ferner die Wärme, wenn das
Wasser bei derselben Temperatur zusätzlich kondensiert → Kondensationswärme.
Für eine Globalreaktion besteht zwischen Reaktionsenthalpie und unterem Heizwert
der Zusammenhang:
Mit der spezifischen Verdampfungsenthalpie r = 2442 kJ/kg von Wasser bei 25 o C
ergibt sich für den oberen Heizwert:
2.12 -2

Definition: Adiabate Flammentemperatur
Die adiabate Flammentemperatur ist diejenige Temperatur, die sich einstellt,
wenn ein Ausgangsgemisch adiabat bei konstantem Druck ohne Zufuhr von
technischer Arbeit verbrannt wird.
Daraus folgt nach dem ersten Hauptsatz, dass der Prozess bei konstanter
Enthalpie, also isenthalp, abläuft:
Rechnet man mit mittleren Wärmekapazitäten
erhält man mit der Definition der Enthalpie:
2.12 -3

Verschiedene Formulierungen zur Berechnung
der adiabaten Flammentemperatur
Hier: System ohne Wärmeaustausch und ohne Austausch technischer Arbeit
a) massenbasiert
Bezogen auf die Gesamtmasse m (siehe 2.13-1):
b) mengenbasiert
(ein Bezug auf die Gesamtmolzahl macht keinen Sinn, da diese im
Allgemeinen nicht erhalten bleibt:
2.12 -4

Reaktionsgleichung bei magerer Verbrennung in Luft ( λ > 1 )
mit
Im Unverbrannten (siehe auch 2.1-30)
Im Verbrannten (siehe auch 2.9-2, 2.9-3)
2.12 -5

Die Enthalpiebilanz liefert
Darin sind die Enthalpien h i,m (T) aus Tabellen einzusetzen.
2.12-6

Wesentliche Vereinfachung bei der Verbrennung von Luft:
Da Stickstoff mit nahezu 80% den wesentlichen Anteil der Luft sowohl vor als
auch nach der Verbrennung darstellt, kann für eine Überschlagsrechnung gesetzt
werden:
c p,b = c p,u = c p = 1,4 kJ/kg
Sonderfall vollständige Verbrennung eines gasförmigen Brennstoffes
Mit und
Folgt der Zusammenhang:
Bei konstantem c p ergibt sich die adiabate Flammentemperatur zu:
2.13 -1

2.14 Die Entropie und das chemische Potential
Die Entropie eines n-Komponenten-Gemisches lautet:
Für ein ideales Gas lauten die partiellen molaren Entropien:
Anders als die Enthalpie ist demnach die Entropie auch bei idealen Gasen
druckabhängig, angezeigt durch die hochgestellte Null bei den
Referenzwerten.
Beim Referenzdruck p=1 atm gilt
und daher:
2.14-1

Definition: freie Enthalpie und molare freie Enthalpie
Es gilt für die freie Enthalpie oder Gibbssche Enthalpie:
Darin ist für ein Gemisch:
Die partielle molare freie Enthalpie g i,m lässt sich darstellen als:
Die partielle molare freie Enthalpie wird auch als chemisches Potential bezeichnet:
2.14-2

Das chemische Potential ist die grundlegende Größe zur Bestimmung des
Gleichgewichts von Mehrkomponentensystemen mit und ohne chemische
Reaktionen.
Es kann in einen temperaturabhängigen und einen druckabhängigen Anteil
aufgespalten werden:
2.14-3

2.15 Bedingungen für das chemische Gleichgewicht und
das Massenwirkungsgesetz
Abgeschlossene thermodynamische Systeme laufen spontan in einen
Gleichgewichtszustand, der zumindest nach unendlich langer Zeit erreicht wird
und ohne äußere Einwirkung auf das System nicht mehr verlassen wird.
Dies ist die Aussage des 2. Hauptsatzes der Thermodynamik.
Für die freie Enthalpie eine Einkomponenten-Systems bedeutet dies:
Aus der Definition der Entropie
folgt mit dem 1. Hauptsatz die Gibbssche Fundamentalgleichung:
2.15-1

Interpretation des chemischen Potentials
Das vollständige Differential der Gibbsschen Enthalpie lässt sich daher auch
schreiben:
In einem Mehrkomponentensystem ist zusätzlich zur Abhängigkeit von Druck
und Temperatur, die Abhängigkeit von der Teilchenzahl zu berücksichtigen.
Differenziert man den Zusammenhang partiell nach der
Teilchenzahl, so folgt:
2.15-2

Bedingung für Gleichgewicht
Die Proportionalitätskonstante ist also gerade das chemische Potential.
Daher lautet das vollständige Differential der Gibbsschen Enthalpie für ein
Mehrkomonentensystem:
Dies ist die Gibbssche Fundamentalgleichung bei Änderung von Druck,
Temperatur und Teilchenzahl.
Im chemischen Gleichgewicht erreicht neben der Entropie auch die freie
Enthalpie ein Extremum und zwar (anders als die Entropie) ein Minimum:
2.15-3

Aus der Gleichgewichtsbedingung folgt für konstanten Druck und Temperatur,
dass für das chemische Gleichgewicht gelten muss:
Die Änderung der Massenanteile wird durch die stöchiometrische
Umsatzgleichung festgelegt
und da dn 1 beliebig ist muss im Gleichgewicht gelten:
2.15-4

Erweitert auf mehrere Reaktionen muss dies für jede Reaktion gelten:
Mit der Definition für das chemische Potential
ergibt sich:
Die linke Seite wird auch mit abgekürzt. Der Ausdruck
stellt die Gibbssche Reaktionsenthalpie dar.
Dann folgt:
2.15-5

Gleichgewichtskonstante und Massenwirkungsgesetz
In der Gleichung
wird die Exponentialfunktion durch die Setzung
eliminiert.
Darin wird die Temperaturfunktion K pk (T) Gleichgewichtskonstante genannt.
Für die Gleichgewichtskonstante gilt dann:
Dieser Zusammenhang wird Massenwirkungsgesetz genannt.
2.15-6

Das Van´t-Hoffsche Gesetz
Differenziert man die Beziehung
nach der Temperatur erhält man zunächst:
mit
Wegen
gilt:
2.15-7

Ersetzt man hierin die Reaktionsenthalpie ein, erhält man das Van´t-Hoffsche Gesetz
oder
Da die Reaktionsenthalpie nahezu
temperaturabhängig ist, ergibt nach
dem Van´t-Hoffschen Gesetz die
Auftragung des Logarithmus der
Gleichgewichtskonstanten über dem
Kehrwert der Temperatur eine
Gerade.
2.15-8

Ein Näherungsansatz für die Gleichgewichtskonstanten
Die Gleichgewichtskonstanten können als Funktion der Temperatur aus den
chemischen Potentialen der chemischen Komponenten berechnet werden.
Dazu müssen nur die Bildungsenthalpien und die Bildungsentropien sowie die
Wärmekapazitäten der Komponenten bekannt sein. Insbesondere die
Einbeziehung der Temperaturabhängigkeit der Wärmekapazitäten ist unhandlich
Als praktische Näherung soll eine Approximation gegeben werden, die
unabhängig von der Darstellung der Wärmekapazitäten ist.
2.15-9

Durch Abspaltung der Bildungsenthalpien kann geschrieben werden:
Mit
folgt für die neue Temperaturfunktion:
Bei konstanter Wärmekapazität würde der zweite Term einer logarithmischen
Temperaturabhängigkeit folgen, während der erste und der letzte Term bei
großen Temperaturen nahezu konstant ist.
2.15-10

Es bietet sich deshalb der Ansatz an:
Die beiden Konstanten π ia und π ib lassen sich bestimmen, wenn der Wert der
Funktion π i für zwei Temperaturen, zum Beispiel 1200 K und 3000 K, aus den
Janaf Thermochemical Tables bestimmt wird.
Mit diesem Ansatz ergibt sich für die Gleichgewichtskonstante
Oder verglichen mit dem Arrhenius-Ansatz
2.15-11

Aus dem Vergleich
folgt für die Konstanten:
2.15-12

Stoffgrößen für Gase bei T ref = 298,15 K
M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
s i,m,ref
[kJ/mol K]
1 H 1,008 217,986 114,470 -1,2261 1,9977
2 HNO 31,016 99,579 220,438 -1,0110 4,3160
3 OH 17,008 39,463 183,367 3,3965 2,9596
4 HO 2
33,008 20,920 227,358 -,1510 4,3160
5 H 2
2,016 0,000 130,423 -2,4889 2,8856
6 H 2
O 18,016 -241,826 188,493 -1,6437 3,8228
7 H 2
O 2
34,016 -136,105 233,178 -8,4782 5,7218
8 N 14,008 472,645 153,054 5,8661 1,9977
9 NO 30,008 90,290 210,442 5,3476 3,1569
10 NO 2
46,008 33,095 239,785 -1,1988 4,7106
11 N 2
28,016 0,000 191,300 3,6670 3,0582
12 N 2
O 44,016 82,048 219,777 -5,3523 4,9819
π A,i
π B,i
2.15-13

M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
s i,m,ref
[kJ/mol K]
13 O 16,000 249,194 160,728 6,85561 1,9977
14 O 2
32,000 0,000 204,848 4,1730 3,2309
15 O 3
48,000 142,674 238,216 -3,3620 5,0313
16 NH 15,016 331,372 180,949 3,0865 2,9596
17 NH 2
16,024 168,615 188,522 -1,9835 3,8721
18 NH 3
17,032 -46,191 192,137 -8,2828 4,8833
19 N 2
H 2
30,032 212,965 218,362 -8,9795 5,4752
20 N 2
H 3
31,040 153,971 228,513 -17,5062 6,9796
21 N 2
H 4
32,048 95,186 236,651 -25,3185 8,3608
22 C 12,011 715,003 157,853 6,4461 1,9977
23 CH 13,019 594,128 182,723 2,4421 3,,0829
24 HCN 27,027 130,540 201,631 -5,3642 4,6367
π A,i
π B,i
2.15-14

M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
s i,m,ref
[kJ/mol K]
25 HCNO 43,027 -116,733 238,048 -10,1563 6,0671
26 HCO 29,019 -12,133 224,421 -,2313 4,2667
27 CH 2
14,027 385,220 180,882 -5,6013 4,2667
28 CH 2
O 30,027 -115,896 218,496 -8,5350 5,4012
29 CH 3
15,035 145,686 193,899 -10,7155 5,3026
30 CH 2
OH 31,035 -58,576 227,426 -15,3630 6,6590
31 CH 4
16,043 -74,873 185,987 -17,6257 6,1658
32 CH 3
OH 32,043 -200,581 240,212 -18,7088 7,3989
33 CO 28,011 -110,529 197,343 4,0573 3,1075
34 CO 2
44,011 -393,522 213,317 -5,2380 4,8586
35 CN 26,019 456,056 202,334 4,6673 3,1075
36 C 2
24,022 832,616 198,978 1,9146 3,5268
π A,i
π B,i
2.15-15

M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
s i,m,ref
[kJ/mol K]
37 C 2
H 25,030 476,976 207,238 -4,6242 4,6367
38 C 2
H 2
26,038 226,731 200,849 -15,3457 6,1658
39 C 2
H 3
27,046 279,910 227,861 -17,0316 6,9056
40 CH 3
CO 43,046 -25,104 259,165 -24,2225 8,5334
41 C 2
H 4
28,054 52,283 219.,468 -26,1999 8,1141
42 CH 3
COH 44,054 -165,979 264.061 -30,7962 9,6679
43 C 2
H 5
29,062 110,299 228,183 -32,6833 9,2980
44 C 2
H 6
30,070 -84,667 228,781 -40,4718 10,4571
45 C 3
H 8
44,097 -103,847 269,529 -63,8077 14,7978
46 C 4
H 2
50,060 465,679 250,437 -34,0792 10,0379
47 C 4
H 3
51,068 455,847 273,424 -36,6848 10,8271
48 C 4
H 8
56,108 16,903 295,298 -72,9970 16,7215
π A,i
π B,i
2.15-16

M i
[kg/kmol]
h i,m,ref
[kJ/mol]
s i,m,ref
[kJ/mol K]
49 C 4
H 10
58,124 -134,516 304,850 -86,8641 19,0399
50 C 5
H 10
70,135 -35,941 325,281 -96,9383 20,9882
51 C 5
H 12
72,151 -160,247 332,858 -110,2702 23,3312
52 C 6
H 12
84,152 -59,622 350,087 -123,2381 25,5016
53 C 6
H 14
86,178 -185,560 380,497 -137,3228 28,2638
54 C 7
H 14
98,189 -72,132 389,217 -147,4583 29,6956
55 C 7
H 16
100,205 -197,652 404,773 -162,6188 32,6045
56 C 8
H 16
112,216 -135,821 418,705 -173,7077 34,5776
57 C 8
H 18
114,232 -223,676 430,826 -191,8158 37,6111
58 C 2
H 4
O 44,054 -51,003 243,044 -34,3705
59 HNO 3
63,016 -134,306 266,425 -19,5553
60 He 4,003 0,000 125,800
π A,i
π B,i
2.15-17

Beispiel: Berechnen Sie die Gleichgewichtskonzentration in ppm von NO in Luft
bei Temperaturen bis zu 1500 K und p = p 0
= 1 atm.
Bruttoreaktion
π iA
π iB
N 2
3,6670 3,0582
O 2
4,1730 3,2309
NO 5,3476 3,1569
2.15-18

2.15-19

Annahme: der Luft bleiben unverändert
2.15-20

T [K] X NO
ppv
300 3,52 . 10 -16 3,52 . 10 -10
600 2,55 . 10 -8 2,55 . 10 -2
1000 3,57 . 10 -5 35,7
1500 1,22 . 10 -3 1220
parts per million (Volumenanteile)
parts per million (Massenanteile)
2.15-21

Für den Molenbruch von NO im Gleichgewicht gilt daher:
Diese Beziehung liefert nebenstehende Darstellung im Arrhenius-Diagramm.
Die Gleichgewichtswerte für die
beiden Temperaturen von 2000 K
und 400 K unterscheiden sich um
fast 10 Zehnerpotenzen.
Die bei der Verbrennung durch die
hohen Temperaturen erzeugte hohe
NO-Konzentration bleibt beim
schnellen Abkühlen des Gases
weitgehend erhalten. Der
chemische Zustand ist zwar instabil,
jedoch regelrecht eingefroren.
Die Aktivierungsbarriere könnte
durch eine katalytisch angeregte
(Die Einheit ppm bedeutet: parts per million)
Reaktion umgangen werden, die es
erlaubt, sehr rasch in den Gleichgewichtszustand bei der tiefen Temperatur zurückzukehren.
2.15-22

Beispiel: Chemisches Gleichgewicht eines Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisches
Werden keine Zwischenprodukte berücksichtigt, kann die Globalreaktion
zugrunde gelegt werden.
Es soll die Gemischzusammensetzung bei gegebener Temperatur betrachtet werden.
Die Beziehung für die Gleichgewichtskonstante lautet:
Zur Abkürzung der Schreibweise soll eingeführt werden
Damit gilt für die Partialdrücke:
2.15-23

Mit
gilt für das unverbrannte Gemisch bei stöchiometrischer Verbrennung von Wasser mit
Sauerstoff:
und
Daraus ergeben sich die Massenbrüche:
Die Massenbrüche der Elemente Z H
und Z O
sind durch das Ausgangsgemisch
vorgegeben:
2.15-24

Bei gegebener Temperatur und Druck ist das Gleichungsystem
zu lösen.
Berechnet werden soll die Gleichgewichtszusammensetzung von H 2
, O 2
und H 2
O im
verbrannten Gemisch bei Temperaturen von 2000 K, 3000 K und 4000 K und bei
Drücken von 5 bar und 10 bar.
2.15-25

Lösung:
Die Gleichgewichtskonstante kann mit der Näherung
berechnet werden, wenn die Konstanten einer Tabelle entnommen werden.
Verwendet man den Massenbruch von Wasser als unabhängige Variable, so ist sein Wert
durch das Polynom 3. Grades gegeben
mit
2.15-26

Mit Hilfe der cardanischen Formel kann ein geschlossener Ausdruck für Y H2O
gefunden
werden.
Von den drei Nullstellen ist nur jeweils eine physikalisch sinnvoll.
Tabelliert lauten die Ergebnisse:
Man sieht, dass die Wasserkonzentration mit steigender Temperatur zugunsten von
Wasserstoff und Sauerstoff abnimmt. Es findet also eine Dissoziation von Wasser statt.
Die Dissoziation wird mit höherem Druck geringer. Dies entspricht dem Prinzip des
geringsten Zwanges nach Le Chatelier, nachdem die Reaktion bei höherem Druck nach der
Seite tendiert, auf der die geringere Teilchenzahl angetroffen wird.
2.15-27

Das heterogene Gleichgewicht
Heterogene Reaktionen sind solche, die an Phasengrenzen, zum Beispiel festflüssig
oder flüssig-gasförmig, ablaufen.
Sind solche Reaktionen im Gleichgewicht bezeichnet man dies das heterogene
Gleichgewicht.
Auch hier gilt die Gleichgewichtsbedingung:
Das chemische Potential einer kondensierten Phase ist jedoch unabhängig vom
Druck:
2.15-28

Im Massenwirkungsgesetz treten für heterogene Reaktionen nur die
Partialdrücke der gasförmigen Komponenten auf.
Zum Beispiel für die Bildung von Kohlendioxid aus festem Kohlenstoff und
Sauerstoff nach der Reaktion C f + O 2 = CO 2
treten nur die Partialdrücke von O 2 und CO 2 auf:
2.15-29

Partielle Gleichgewichte
Vollständiges chemisches Gleichgewicht für alle denkbaren Komponenten führt
bei Verbrennungsprozessen meist zu physikalischen unrealistischen Ergebnissen.
Bestimmte chemische Reaktionen, insbesondere bei niedrigen Temperaturen und
hoher Aktivierungsenergie, laufen nur sehr langsam ab.
Für das Einstellen des Gleichgewichts bietet der schnelle Verbrennungsprozess
dann nicht genügend Zeit → eingefrorener Zustand.
Darüberhinaus können um Reaktionspartner konkurrierende Reaktionen dazu
führen, dass die Reaktionspartner vollständig verbraucht sind und damit
bestimmte Reaktionswege blockiert sind.
2.15-30

Diese eingefrorenen Zustände können in einer Gleichgewichtsrechnung dadurch
berücksichtigt werden, dass man gewisse chemische Komponenten nicht zulässt.
Ein Beispiel sind Stickoxide wie NO und NO 2 , deren Bildung aus N 2 und O 2
relativ langsam erfolgt, da die Reaktionsgeschwindigkeit sehr stark
temperaturabhängig ist (Stabilität der irdischen Atmosphäre).
Hier kann es sinnvoll sein, für die Verbrennungsreaktionen chemisches
Gleichgewicht anzusetzen, während die NO x -Bildung kinetisch bestimmt ist.
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In einem kinetischen Mechanismus kann demgegenüber angenommen werden,
dass bestimmte Reaktionen wesentlich schneller ablaufen als andere.
Dadurch sind die beteiligten Spezies im Gleichgewicht.
Ein Beispiel für eine sehr schnelle Reaktion ist die Elementarreaktion
aus dem Elementarmechanismus von H 2 und O 2 .
Bei gegebenen Konzentrationen von H 2 und H 2 O beschreibt die
Gleichgewichtsbeziehung
dann das Verhältnis der Konzentration von H und OH.
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