Stell Dir folgenden Sportwettbewerb vor: Team A und Team B sind auf einem riesigen Feld mit zwei Hälften, und überall liegen Softbälle. Team A muss die Bälle auf die Hälfte von Team B werfen und Team B genau umgekehrt. Das erste Team, welches keine Bälle mehr in der eigenen Hälfte hat, gewinnt. Nach einiger Zeit stellst Du aber fest, dass die Anzahl der Bälle in beiden Hälften vom Feld genau gleich bleibt, weil Team A und B mit der gleichen Geschwindigkeit die Bälle in die andere Hälfte werfen. Im Grunde genommen ist dieses Geschehen genau wie bei einem chemischen Gleichgewicht.
Gleichgewichtsreaktionen – Definition
Ganz grundsätzlich treten chemische Gleichgewichte dann auf, wenn eine Reaktion reversibel ist. Das heißt, sie ist umkehrbar, kann also in beide Richtungen ablaufen. So werden aus den Ausgangsstoffen die Endstoffe gebildet, diese zerfallen oder reagieren aber auch zurück zu den Ausgangsstoffen.
Wenn sich ein chemisches Gleichgewicht einstellt, laufen die Hin- und Rückreaktion mit der gleichen Rate ab. Das heißt, die Anzahl an gebildeten und zerfallenden Teilchen des Produkts ist gleich groß.
Gibst Du zwei Edukte zusammen, reagieren diese miteinander und es werden viele Teilchen des Produkts gebildet. Mit der Zeit läuft die Hinreaktion langsamer ab, da weniger Ausgangsstoffe vorliegen. Auf der anderen Seite zerfallen immer mehr Teilchen des Produkts, je höher dessen Konzentration ist. So stellt sich nach einer gewissen Zeit für reversible Reaktionen ein Gleichgewichtszustand ein, in dem die Zusammensetzung des Reaktionsgemischs unverändert bleibt.
In der Hinreaktion reagieren die Edukte (Ausgangsstoffe) zu den Produkten (Endstoffe).
Dass die Konzentrationen der Reaktionspartner im Gleichgewicht unverändert bleibt, heißt allerdings nicht, dass die Reaktion zum Stillstand kommt. Nur sind keine Veränderungen der Reaktion mehr messbar. Betrachtest Du das Ganze auf molekularer Ebene, dann laufen die Reaktionen wie bereits erwähnt weiter ab. Ebendarum sind solche Gleichgewichtsreaktionen auch als dynamische Gleichgewichte bekannt.
Gleichgewichtsreaktionen werden mit einem Doppelpfeil (\(\rightleftharpoons\)) kenntlich gemacht.
Eine allgemein formulierte Gleichgewichtsreaktion hat diese Form:
$$a\:A + b\:B \rightleftharpoons c\:C + d\:D$$
Du erkennst auf der linken Seite, der Eduktseite, liegen die Stoffe A und B vor. Die Vorfaktoren heißen stöchiometrische Koeffizienten (a, b). Diese geben die Anzahl an Stoffteilchen an, die bei der Reaktion verbraucht werden. Gleiches gilt für die Produktseite.
Massenwirkungsgesetz
Um bewerten zu können, auf welcher Seite sich ein Gleichgewicht befindet, sprich auf welcher Seite mehr Teilchen vorliegen, nutzen Chemiker*innen das sogenannte Massenwirkungsgesetz. Dieses nimmt die Konzentrationen der Reaktionspartner und verbindet sie in einer Gleichung. Hieraus ergibt sich die sogenannte Gleichgewichtskonstante K, mit der Du die Lage eines Gleichgewichts abschätzen kannst. Diese Konstante wurde jeweils experimentell für verschiedene Reaktionen bei konstanter Temperatur bestimmt. Sie ist daher auch temperaturabhängig.
Für die vorhin genannte allgemeine Reaktionsgleichung lautet das Massenwirkungsgesetz dann:
$$K_c = \frac {c_{C}^c \cdot c_{D}^d}{c_{A}^a \cdot c_{B}^b}$$
Wie Du siehst, landen die Konzentrationen der Produkte im Zähler und die Konzentrationen der Edukte im Nenner des Bruchs. Wie Du ebenfalls siehst, gehen die Koeffizienten (Zahlen vor den Stoffen) der Reaktion in die Exponenten der Konzentrationen ein. Ist die Konzentration beispielsweise auf der Produktseite deutlich größer, als auf der Eduktseite, dann liegt das Gleichgewicht auf der Produktseite, da der Großteil der Edukte umgesetzt wurde.
Mehr zum Massenwirkungsgesetz erfährst Du im gleichnamigen StudySmarter Original.
Chemisches Gleichgewicht beeinflussen
Das Prinzip des kleinsten Zwanges beschreibt, wie Du ein chemisches Gleichgewicht beeinflussen kannst. Wichtige Faktoren sind die Konzentrationen der Edukte und Produkte, die Temperatur und der Druck, bei der die Reaktion ablaufen. Veränderungen dieser Größen haben Auswirkungen auf das Gleichgewicht. So läuft etwa die Hinreaktion verstärkt ab, wenn die Konzentration der Ausgangsstoffe erhöht wird. Analog kann auch ständig Produkt entnommen werden. Auf diese Weise kann die Ausbeute eines gewünschten Produkts erhöht werden.
Typische Gleichgewichtsreaktionen
In der Chemie wird zwischen zwei Arten von Gleichgewichten unterschieden. Zum einen gibt es die homogenen Gleichgewichte. In diesem Fall liegen alle Reaktionspartner im gleichen Aggregatzustand vor, sprich alle Teilchen sind flüssig oder gasförmig. In einem homogenen Gleichgewicht liegen also alle Reaktionspartner in einer Phase vor.
Innerhalb einer Phase kannst Du Stoffe nicht auseinanderhalten, da sie den gleichen Aggregatzustand haben und sich mischen lassen. Sobald zwei Aggregatzustände desselben Stoffs oder zwei nicht mischbare Flüssigkeiten vorliegen, hast Du es mit zwei Phasen tun.
Auf der anderen Seite gibt es dann die heterogenen Gleichgewichte. Wie der Name schon verrät, gibt es hier mindestens einen Reaktionspartner, der sich in seinem Aggregatzustand von den übrigen unterscheidet.
Gleichgewichtsreaktionen Redoxreaktionen
Ein Beispiel für heterogene Gleichgewichte ist die Reduktion von Kohlenstoffdioxid \((CO_2)\) mit festem Kohlenstoff \((C)\) zu Kohlenmonoxid \((CO)\):
$$C (s) + CO_2 (g) \rightleftharpoons 2\:CO (g)$$
In diesen Fällen wird für das Massenwirkungsgesetz die Konzentration des Feststoffs gleich 1 gesetzt. Der Grund hierfür liegt darin, dass Feststoffe in der Regel im Überschuss vorliegen, wodurch die Konzentration als konstant angenommen werden kann. Das Massenwirkungsgesetz für die Reaktion sieht dann wie folgt aus:
$$K_c = \frac {c_{CO}^2}{c_{C} \cdot c_{CO_{2}}} = \frac{c_{CO}^2}{1 \cdot c_{CO_{2}}}$$
Gleichgewichtsreaktionen Beispiele
Zum Abschluss gibt es jetzt noch eine Beispielreaktion, an der das Prinzip von Gleichgewichtsreaktionen noch mal ausführlich verdeutlicht wird.
Reagieren Wasserstoff (H2) und Iod (I2) miteinander, bildet sich Iodwasserstoff (HI). Da diese Reaktion, wie viele andere, nicht vollständig abläuft, stellt sich auch hier ein Gleichgewicht ein. Gibst Du beispielsweise 1 mol H2 und 1 mol I2 in ein Gefäß, so werden bei einer Temperatur von 490 °C nur 1,544 mol HI gebildet. Das Produkt liegt im Gleichgewicht neben je 0,228 mol H2 und I2, die nicht weiter reagieren, vor.
Du kannst das Einstellen des chemischen Gleichgewichts aber auch aus der Sicht der Rückreaktion betrachten. Gibst Du nun 2 mol Iodwasserstoff (HI) in ein Gefäß, beginnt diese Verbindung in seine Bestandteile zu zerfallen. Hierbei entstehen dann wieder molekularer Wasserstoff (H2) und molekulares Iod (I2). Auch hier stellt sich der Gleichgewichtszustand bei den gleichen Stoffmengen ein. In diesem Punkt laufen Hin- und Rückreaktion dann mit gleicher Geschwindigkeit ab, sodass sich die Zahl der Teilchen von Produkten und Edukten nicht weiter verändert.
Es spielt keine Rolle, ob die Reaktion von der Edukt- oder Produktseite gestartet wird. Der Gleichgewichtszustand stellt sich auf beiden Wegen ein.
Gleichgewichtsreaktionen – Das Wichtigste
- Typische Gleichgewichtsreaktionen: Gleichgewichtsreaktionen treten auf, wenn eine Reaktion umkehrbar ist.
- Chemisches Gleichgewicht beeinflussen: Ein chemisches Gleichgewicht hat sich dann eingestellt, wenn die Anzahl der gebildeten und zerfallenden Teilchen gleich groß ist. In diesem Zustand ändern sich die Konzentrationen der Reaktionspartner dann nicht mehr.
- Massenwirkungsgesetz: Zur mathematischen Beschreibung von Gleichgewichtsreaktionen dient das Massenwirkungsgesetz.
- Gleichgewichtsreaktionen Beispiele: Reagieren Wasserstoff (H2) und Iod (I2) miteinander, bildet sich Iodwasserstoff (HI). Da diese Reaktion aber nicht vollständig abläuft, stellt sich ein Gleichgewicht ein.
- Prinzip des kleinsten Zwanges: Mithilfe des Prinzips des kleinsten Zwanges kannst Du die Lage eines chemischen Gleichgewichts beeinflussen.
- Gleichgewichtsreaktionen temperaturabhängig: Die Gleichgewichtskonstante K wird für verschiedene Reaktionen experimentell bestimmt und ist daher auch temperaturabhängig.
Nachweise
- Riedel, Janiak (2015). Anorganische Chemie. De Gruyter
- unf.edu: Chapter 15 Chemical Equilibrium. (04.11.22)
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