Chemisches Gleichgewicht

Chemisches Gleichgewicht - Hinreaktion und Rückreaktion

Entgegen der Vorstellung, dass sich bei chemischen Reaktionen aus allen Ausgangsstoffen immer die Endstoffe bilden finden viele Reaktionen auch auf dem Rückweg statt. Ein Beispiel soll das verdeutlichen. Wasserstoff und Sauerstoff bilden in einer exothermen Reaktion Wasser. Bei dem Mengenverhältnis von 2:1 findet die Reaktion explosionsartig statt.

Die bei der Reaktion frei werdende Energie ist im Video deutlich zu erkennen. Will man aus Wasser wieder die Elemente Sauerstoff und Wasserstoff herstellen muss diese Energie aufgewendet werden, um die Verbindung aufzutrennen.

Hinreaktion: 2 H2 (g) + O2 (g) -> 2H2O (E=-484 KJ/mol)

Rückreaktion: 2 H2O (g) -> 2 H2 + O2 (E=484 KJ/mol)

Mit Hilfe eines Platinkatalysators lässt sich Wasserdampf mit einem Strom von 20V wieder in Sauerstoff und Wasserstoff zerlegen. Durch erhitzen lassen sich einige weitere Stoffe, z.B. wie Silbersufid, Calciumhydroxid oder Kupferiodid in ihre Ausgangsstoffe zurückführen. Andere Stoffe bei deren Bildung viel Energie frei wird lassen sich erst durch zuführen von höherer Energiemengen bei der Elektrolyse zerlegen. Stoffe die durch Kettenreaktionen entstanden sind sind dementsprechend schwierig in ihre Ausgangsstoffe zurück zu führen. Aus den Gasen einer Explosion ist es praktisch unmöglich den Sprengstoff in seinen Ausgangsmengen zurück zu synthetisieren. Diese Hinreaktionen und Rückreaktionen laufen je nach Temperatur bzw. Energiezufuhr in die eine Richtung oder in die andere Richtung ab. Manche Hinreaktionen und Rückreaktionen finden aber auch beide bei normaler Umgebungstemperatur statt. Gibt man 1 mol Silbernitrat in eine 1 molare Eisen(II)ionen Lösung so findet eine Redoxreaktion statt bei der elementares Silber entsteht:

Reduktion: Ag+ + e- -> Ag

Oxidation: Fe2+ -> Fe3+ +e-

Gesamt: Ag+ + Fe2+ -> Ag + Fe3+

Gibt man in eine 1 molare Eisen(III)nitratlösung 1 mol fein verteiltes Silberpulver findet ebenfalls eine Redoxreaktion statt bei der sich Eisen(II)ionen und Silberionen bilden.

Reduktion: Fe3+ +e- -> Fe2+

Oxidation: Ag -> Ag+ +e-

Gesamt: Fe3+ + Ag -> Fe2+ + Ag+

Vergleicht man die beiden Gesamtreaktionen fällt auf, dass die Reaktionen sich sehr stark ähneln. Wenn sich bei Versuch 1 Silber bildet muss sich dieses nach dem Ergebnis aus Versuch 2 sofort wieder in Silberionen wandeln, die dann jedoch wieder mit Eisen(II)ionen zu Silber reagieren, das dann..., usw., usw., usw. Die Reaktion findet allerdings nicht stetig bis zu den Extrempunkten statt, sondern pendelt sich bei einem je nach Situation und Reaktion in einem typischen Verhältnis zwischen Ausgangsstoffen und Endprodukten ein. Bei der Reaktion verläuft zuerst die Hinreaktion sehr schnell, weil die Edukte in hoher Menge vorhanden sind.

Ag+ + Fe2+ -> Ag + Fe3+

Daher werden auch immer mehr Produkte gebildet. Die Hinreaktion nimmt ab, während die Geschwindigkeit der Rückreaktion aus den Produkten zunimmt.

Ag+ + Fe2+ <- Ag + Fe3+

Im Gleichgewichtszustand laufen beide Reaktionen gleichzeitig ab. Die gebildeten Produkte reagieren zurück zu den Edukten und diese wieder zu Produkten, usw. Man kennzeichnet dieses chemische Gleichgewicht durch einen Doppelpfeil, der in beide Richtungen zeigt.

Ag+ + Fe2+ <-> Ag + Fe3+

Die Konzentrationen aller beteiligten Edukte und Produkte bleibt dabei konstant. Es werden genau so viele Produkte neu gebildet, wie Produkte wieder in Edukte zurück gewandelt werden. Dabei kann die Menge an Produkten die der Edukte weit übersteigen oder umgekehrt. Das Gleichgewicht muss sich nicht mittig einstellen. Es kann sich auf einer Seite der Reaktion einstellen. Dazu ein Beispiel: Bei 1700°C zerfallen in einem geschlossenen System ca. 4% aller vorhandenen Wassermoleküle. Stellt man in einem geschlossenen System bei 1700°C aus Wasserstoff und Sauerstoff Wasser her reagieren nur 96% zu Wasser. 4 % liegen als Sauerstoffgas und Wasserstoffgas vor. Das Gleichgewicht dieser Reaktion befindet sich auf der Seite der Produkte, obgleich auch noch einige Edukte vorhanden sind. Durch Titration kann nachgewiesen werden, dass im Gleichgewicht eines Esters Carbonsäuren enthalten sind.

Das Prinzip des geringsten Zwangs - Le Chatelier Prinzip

Welche Mengenverhältnisse sich im chemischen Gleichgewicht einstellen hat wie schon aus dem Beispiel zu erkennen ist mit den Reaktionsbedingungen zu tun. Ändert man die Temperatur, den Druck oder die Konzentration eines Stoffes verschiebt sich die Reaktion in eine Richtung.

Temperaturänderung

Braunes Stickstoffdioxid (NO2) reagiert zu farblosem Distickstofftetraoxid (N2O4). Bei Raumtemperatur liegen die beiden Gase in hellbrauner Färbung vor. Der größte Teil des Gemisches besteht somit aus farblosem Distickstofftetraoxid (N2O4). Erhitzt man das Gemisch in einem abgeschlossenen System auf 100°C färbt sich das Gas dunkelbraun. Bei der höheren Temperatur zerfällt mehr N2O4 zum braunen NO2. Die Temperatur ist der zumeist wichtigste Faktor von dem das chemische Gleichgewicht abhängt. Zu jeder Temperatur gehört ein bestimmter Gleichgewichtszustand.

Druckänderung

Generell werden farbige Gase farbloser, wenn man sie durch Druckabbau streckt. Stickstoffdioxid wird jedoch nur geringfügig heller. Dem Aufhellungseffekt wirkt das chemische Gleichgewicht entgegen. Bei vermindertem druck zerfallen mehr Distickstofftetraoxidmoleküle zum braunen Stickstoffdioxid. Ein Gleichgewicht stellt sich auch zwischen den Aggregaten eines Stoffes ein. Butangas ist bei Normaldruck gasförmig. Erhöht man den Druck erhöht sich der Anteil flüssigem Butans. Mindert man den Druck wieder stellt sich je nach Druck ein neues Gleichgewicht zwischen flüssigem und gasförmigen Butan ein.

Konzentrationsänderung

Erhöht man die Konzentration an Chloridionen in einer blauen Kupferchloridlösung durch Zugabe konzentrierter Salzsäure färbt sie die Lösung grün. Verdünnt man diese grüne Lösung mit Wasser färbt sie sich wieder blau. In der blauen Kupferchloridlösung befinden sich Kupferionen und Chloridionen. Erhöht man die Konzentration der Chloridionen stark lagern sich diese "überschüssigen" Chloridionen an das Kupfer an und bilden die grüne CuCl+ Verbindung. Verdünnt man diese Lösung mit Wasser verteilen sich die Chloridionen stärker und müssen keine Bindung mit Kupferionen eingehen. Man kann sich das bildhaft mit einem großen und einem kleinen Raum voller Menschen vorstellen. Die gleiche Menge an Menschen, die sich in einem kleinen Raum drängeln und aneinander drücken müssen können sich in einem großen Raum entfernt voneinander bewegen.

Allgemein lassen sich drei Schlüsse ziehen:

1. Durch Erhöhung der Temperatur verändert sich das Gleichgewicht in Richtung endothermer Reaktionsabläufe. Durch Minderung der Temperatur verändert sich das Gleichgewicht in Richtung exothermer Reaktionsabläufe.

2. Durch Erhöhung des Drucks verändert sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Stoffen höherer Dichte. Durch Minderung des Druck verändert sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Stoffen geringerer Dichte.

3. Durch Erhöhung der Konzentration eines Stoffes verändert sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktion, bei der dieser Stoff verbraucht wird. Durch Minderung der Konzentration eines Stoffes verändert sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktion, bei der dieser Stoff gebildet wird.

Der französische Chemiker und Physiker Henri Le Chatelier fasste diese von ihm erfassten Erkenntnisse im Prinzip des geringsten Zwangs zusammen, dass nach ihm auch Le Chatelier Prinzip genannt wird. Genau formuliert besagt das Prinzip des geringsten Zwangs:

"Jede Störung eines Gleichgewichts durch Änderung der Umgebungsbedingungen führt zur Verschiebung des Gleichgewichts, die der Störung entgegenwirkt."

H2(g) + I2(g)<-> 2 HI (g)

Befinden sich Wasserstoffgas und Iodgas in der Reaktion zu Iodwasserstoff in einem Gleichgewicht befinden und durch die Erhöhung der Konzentration von Wasserstoff die Umgebungsbedingungen geändert werden verschiebt sich das Gleichgewicht. Das System wirkt der Störung entgegen, indem es mehr Iodwasserstoff produziert. Ein neues Gleichgewicht stellt sich ein, bei dem am Ende mehr Iodwasserstoff vorhanden ist als im Ausgangssystem. Auch das Entfernen eines Produktes ändert das System. So verlagert sich das Iod Wasserstoff Gleichgewicht ebenfalls auf die Produktseite, wenn man stetig Iodwasserstoff aus dem System entfernt. So lässt sich die Reaktion auch bis zu ihrer Endpunkten durchführen. In offenen Systemen, wie im offenen Zylinder sorgt Luftzirkulation für das stetige entweichen von Gasen und so für den Ablauf von Reaktionen in überwiegend eine Richtung und eine nahezu vollständige Umsetzung.

H2(g)+ I2(g) -> 2 HI (g)

N2(g)+ 3 H2(g)<-> 2 NH3(g)

Erhöhung der Temperatur weicht das Gleichgewicht aus indem es sich zur endothermen Reaktion verschiebt. Die Reaktion die zum Ablauf mehr Energie benötigt läuft verstärkt ab. Aus Wasserstoffgas und Stickstoffgas bildet sich in einer exothermen Reaktion Ammoniak. Bei der industriellen Herstellung achtet man darauf die Temperatur niedrig zu halten, um die Rückreaktion, also die endotherme Zersetzung des Ammoniaks in Wasserstoff und Stickstoff möglichst gering ablaufen zu lassen.

N2(g)+ 3 H2(g)-> 2 NH3(g)

Die Gleichgewichtskonstante (Kc)

Aus der Kenntnis der beschriebenen Vorgänge lässt sich ein mathematisches Gesetz formulieren. Nehmen wir Iod und Wasserstoff als Beispiel:

H2(g)+ I2(g)-> 2 HI (g)

Die Geschwindigkeit der Hinreaktion ist abhängig von den Konzentrationen (c) der eingesetzten Edukte und einer typischen Konstante (k).

Vhin = c(H2) * c(I2) * khin

Die Geschwindigkeit der Rückreaktion ist abhängig von den Konzentrationen (c) der entstehenden Produkte und einer typischen Konstante (k). Da in unserem Beispiel 2 HI als Produkt entsteht schreiben wir die Konzentration als Quadrat.

Vrück = c2 (HI) * krück

Im Gleichgewichtszustand ist die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion.

vhin= vrück

c(H2) * c(I2) * khin = vhin= vrück = c2 (HI) * krück

c(H2) * c(I2) * khin = c2 (HI) * krück

Löst man die Gleichung in Richtung der Konstanten auf erhält man folgende Gleichung.

[Bild 1]

Die Konstanten Krück und Khin fasst man zur Konstanten K zusammen, die nun die Situation des chemischen Gleichgewichts beschreibt. Sie wird Gleichgewichtskonstante genannt. Diese Gleichgewichtskonstante betrachtet die Konzentrationen. Da sich das chemische Gleichgewicht wie oben beschrieben auch durch Temperatur und Druck ändert müssen diese konstant bleiben. Allgemein formuliert bezeichnet man diese Gleichung als Massenwirkungsgesetz.

Das Massenwirkungsgesetz

Allgemein kann man die Gleichgewichtskonstante als Quotient von Edukten und Produkten schreiben:

Edukte <-> Produkte

[Bild 2]

Formuliert man die Gleichung der Gleichgewichtskonstanten spezieller ergibt sich:

A + B <-> C + D

[Bild 3]

Bezieht man auch noch die Mengen als Faktoren ein ergibt sich:

aA + bB <-> xX + zZ

[Bild 4]

Diese allgemeine Gleichung bezeichnet man als Massenwirkungsgesetz. Für jede Gleichgewichtsreaktion lässt sich das Massenwirkungsgesetz formulieren. Der Name Massenwirkungsgesetz wirkt irreführend. Eigentlich müsste das Gesetz Konzentrationswirkungsgesetz lauten. Zur Entdeckungszeit des Gesetzes bezeichnete man die Konzentration allerdings noch als "aktive Masse" woraus sich der Name des Gesetzes ableitet. Bei der Anwendung des Massenwirkungsgesetzes sind die Stoffmengenkonzentrationen (mol/l) und einzusetzen. Auf die genauen Mengen nach der Reaktionsgleichung ist zu achten (siehe Iodwasserstoffbeispiel). Aus dem Wert der Gleichgewichtskonstanten lässt sich die Lage des Gleichgewichts ermitteln. Da die Produkte im Massenwirkungsgesetz in den Zähler geschrieben werden bedeutet ein großer Wert der Konstanten einen hohen Wert im Zähler und demnach einen hohen Wert für die Produkte. Die Produkte müssen in hoher Anzahl vorliegen. Das Gleichgewicht liegt auf der rechten Seite. Gleichgewichtskonstanten können auch für Reaktionen, die in mehreren Teilschritten verlaufen verfasst werden. Man stellt dazu die Einzelschritte dar und multipliziert die Einzelergebnisse.

Navigation



1 Artikel zurück | 1 Artikel vor

Bewerten

Bild 1

Zum Vergrößern das Bild klicken!

Bild 2

Zum Vergrößern das Bild klicken!

Bild 3

Zum Vergrößern das Bild klicken!

Bild 4

Zum Vergrößern das Bild klicken!