Chemische Gleichgewichte

Für die meisten Reaktionen gilt, dass sie je nach Reaktionsbedingungen in die eine oder in die andere Reaktion ablaufen können. Das Phänomen des chemischen Gleichgewichts lässt sich an einem anschaulichen Beispiel erläutern. Dazu stellt man sich zwei Gärten vor, in denen jeweils 10 Äpfel liegen. Der Besitzer des einen Gartens ist ein älterer Herr der keine Äpfel isst und daher die Äpfel von seinem Grundstück auf das Nachbar Grundstück wirft. Der Nachbarsjunge isst zwar gerne Äpfel, möchte aber  den Nachbar ärgern und wirft ebenfalls Äpfel von seinem Grundstück auf das des Nachbars. Nach einiger Zeit des Hin- und Herwerfens hat sich ein konstantes, dynamisches Gleichgewicht eingestellt. Auf dem Grundstück des älteren Herrens befinden sich mehr Äpfel als zu Beginn des "Apfelkrieges".

Anhand dieses Beispiels lässt sich nun auch die Reaktion von Iod mit Wasserstoff verstehen. Dabei befinden sich Iod und Wasserstoff jeweils im gasförmigen Zustand in einem abgeschlossenen Gefäß. Bei erhöhter Temperatur beginnt die Reaktion zwischen den beiden Edukten und es entsteht Iodwasserstoff. Dabei nimmt die Anfangskonzentration des Wasserstoffs, sowie des Iods ab und die Konzentration des Iodwasserstoffs steigt.

Hinreaktion: H2 (g) +  I2 (g)  →  2 HI (g)  DHR = -10 kJ/mol

Da jedoch bei der gleichen Temperatur eine thermische Zersetzung des Iodwasserstoffs stattfindet, werden bei ausreichend hoher Konzentration an Iodwasserstoff auch wieder die Edukte Wasserstoff und Iod gebildet.

Rückreaktion:  2 HI (g)  →  H2 (g)  +  I2 (g)   DHR = +10 kJ/mol

Nach einiger Reaktionszeit stellt sich zwischen Hin- und Rückreaktion ein chemisches Gleichgewicht ein, bei dem alle an der chemischen Reaktion beteiligten Stoffe in konstanten Konzentrationsverhältnissen vorliegen. Für die Erreichung des Gleichgewichtszustandes ist unbedeutend, ob man von der Produktseite startet (also mit der thermischen Zersetzung des Iodwasserstoffs) oder mit den Eddukten die Reaktion beginnt. Um zu kennzeichnen, dass eine Reaktion sowohl in die eine Richtung, als auch in die Andere ablaufen kann (je nach Versuchsbedingungen) hat man einen Dopppelpfeil eingeführt:

Da bei der Hinreaktion ständig die Konzentration der Edukte abnimmt, verringert sich die Reaktionsgeschwindigkeit der Hinreaktion. Zur gleichen Zeit nimmt die Konzentration der Produkte zu und Reaktionsgeschwindigkeit der Rückreaktion wird größer. Das chemische Gleichgewicht ist dann erreicht, wenn die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist.

Durch eine geeignete Formel lassen sich für gegebene Temperaturen charakteristische Werte berechnen. Dabei gehen die Konzentrationen des Produkte in den Nenner ein und die der Edukte in den Zähler:

aA  +  bB   cC  +  dD

 

Sobald der oben stehende Quotient für eine Reaktion einen konstanten Wert erreicht hat, spricht man von einem chemischen Gleichgewicht. Der hier formulierte Quotient wurde 1867 von Guldberg und Waage eingeführt und wird auch als Massenwirkungsgesetzt bezeichnet.

Für unser Beispiel erhält man im Gleichgewichtszustand folgende Konzentrationen (für eine bestimmte Temperatur): die Konzentration des Iodwasserstoffs beträgt 3,531 mol/l während die Gleichgewichtskonzentration für die Edukte jeweils bei 0,4789 mol/l liegt. Durch Einsetzen in das Massenwirkungsgesetzt kann man nun die Gleichgewichtskonstante K berechnen.  

  In unserem Beispiel beträgt sie K = 54,36. Sie besitzt in diesem Fall keine Einheit, da sich die Einheiten wegkürzen lassen.

Die Gleichgewichtskonstante K gibt darüber Auskunft, auf welcher der beiden Seiten eine Reaktion liegt, also welche Reaktion die bevorzugte ist. Bei großen Werten für K liegt das Gleichgewicht auf der Produktseite bei kleinen Werten entsprechend auf der Edukt Seite. Die Lage eines Gleichgewichts kann durch verschiedene Faktoren beeinflusst werden.

1) Temperaturabhängigkeit

Verändert man die Temperatur bei der eine Reaktion durchgeführt wird, so führt dies zu einer Verschiebung des chemischen Gleichgewichts. Am Beispiel der Dimerisierung des Stickstoffdioxid kann dies gezeigt werden.

2 NO2 (g) N2O4 (g)  DHR = -58,2 kJ/mol

Die Dimerisierung von Stickstoffdioxid ist eine exotherme Reaktion. Bei einer Temperaturerhöhung wird nun die endotherme Reaktion gefördert also die Zersetzung des Distickstofftetraoxids. Der Einfluss der Temperatur auf die Gleichgewichtslage kann an diesem Beispiel gut gezeigt werden, da Stickstoffdioxid ein braunes Gas ist und Distickstofftetraoxid farblos ist. Bei einer Temperaturerhöhung muss sich also das Gas tief braun färben. Kühlt man das Gasgemisch hingegen ab, so wird die exotherme Dimerisierung gefördert und das Gas entfärbt sich.

2) Druck

Bei Gasen gilt bei Erhöhung des Drucks verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Stoffe die weniger Volumen einnehmen. Dies kann anhand der Ammoniaksynthese gezeigt werden.

N2 (g) +  3 H2 (g) 2 NH3 (g)  DHR = -92 kJ/mol

Das Gleichgewicht für die Ammoniaksynthese liegt weit auf der Eduktseite. Um nun eine größere Ausbeute an Ammoniak zu erhalten wird bei der technischen Darstellung bei hohen Drücken gearbeitet, so dass sich das Gleichgewicht auf die Seite des Ammoniaks verschiebt.

Der französische Chemiker Henry Louis Le Châtelier (1850-1936) formulierte 1884 das Prinzip des Zwanges. In diesem Gesetz beschreibt der Wissenschaftler wie sich ein chemisches Gleichgewicht verhält wenn sich die Außenbedingungen (Temperatur und Druck) ändern. Dieses Prinzip wird auch als das Le Châtelier Prinzip bezeichnet:

"Wird auf ein im Gleichgewicht befindlichen System durch Änderung der äußeren Bedingungen ein Zwang ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, das es dem Zwang ausweicht, d.h es stellt sich ein neues Gleichgewicht mit vermindertem Zwang ein."

Das Prinzip macht zwar keine quantitativen Aussagen über Stoffkonzentrationen, es ist jedoch für die Einstellungen der optimalen Bedingungen von chemischen Reaktion von großer Bedeutung.

 

 3) Konzentrationsabhägigkeit

Neben Druck und Temperatur ist noch eine weitere Größe von Bedeutung für die Lage eines chemischen Gleichgewichts - die Konzentration. Erhöht man die Konzentration der Ausgangsstoffe, so muss sich das Gleichgewicht auf die Seite des Edukts verschieben um das Massenwirkungsgesetzt bedienen zu können.

 

 Eine Erhöhung  von A oder B und ein Entzug von C oder D bewirkt eine Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung der Produkte C und D. Entweicht ein Produkt laufend - z.B. bei einem offenen System - verläuft die Reaktion fast vollständig Richtung Produktseite.

 

© 2001-2005 [Chempage.de] – Michael Müller – michael.mueller@rwth-aachen.de http://www.chempage.de

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