Das Chemische Gleichgewicht

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Universität Regensburg
Institut für Anorganische Chemie ‐ Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner
Demonstrationsvorträge im Sommersemester
Betreuung: Dr. M. Andratschke
Referent: Hofmann, Martin
27.07.2011
Das Chemische Gleichgewicht
1. Reversible Reaktionen
Bei geeigneten Bedingungen reagiert Stickstoff (N2) mit Wasserstoff (H2) zu Ammoniak (NH3).
Diese Reaktion lässt sich jedoch auch umkehren, so zersetzt sich Ammoniak bei entspre‐
chend hohen Temperaturen wieder in die Ausgangsstoffe. Chemische Reaktionen dieser Art
werden reversibel genannt und mit einem Doppelpfeil
dargestellt. [1]
2. Von der Reaktionskinetik zum Massenwirkungsgesetz
Betrachten wir nun eine allgemeine reversible Reaktion der Form:
aA
+
bB
cC
+
dD
a, b, c, d: stöchiometrische Koeffizienten; A, B: Edukte A, B;
C, D: Produkte C, D
Für die Geschwindigkeit der Hin‐Reaktion gilt:
vhin
=
khin
·
ca(A) ·
cb(B) ,
cc(C) ·
cd(D)
analog folgt für die Rück‐Reaktion
vrück =
krück ·
kx = Geschwindigkeitskonstante, c(X) = Konzentration des Edukts/Produkts, a, b, c, d siehe
oben
Laufen nun beide Reaktionen gleichzeitig ab, so ergibt sich die Gesamtgeschwindigkeit der
Reaktion als Differenz der Geschwindigkeit von Hin‐ und Rückreaktion. Nehmen wir nun an,
dass die Geschwindigkeiten der beiden Teilreaktionen gleich sind, das heißt es reagieren die
Moleküle A, B in demselben Maße zu C und D, wie sich diese wieder zu A und B umsetzen, so
gilt:
vhin
= khin · ca(A) · cb(B) =
krück · cc(C) · cd(D) = vrück
(Gleichung I)
Man spricht vom Zustand des chemischen Gleichgewichts, wenn die Gesamtreaktionsge‐
schwindigkeit nach außen hin gleich Null ist (das heißt vrück = vhin). Das chemische Gleich‐
gewicht beschreibt somit keinen statischen Zustand, sondern ein dynamisches System, in‐
dem Edukte und Produkte im selben Maße gebildet werden.
1
Setzen wir nun in Gleichung I khin ins Verhältnis zu krück so erhalten wir:
khin
krück
=
cc(C) ·
ca(A) ·
cd(D)
cb(B)
K
Diese Gleichung ist allgemein als Massenwirkungsgesetz (MWG) bekannt.
K = Gleichgewichtskonstante.
Man unterscheidet bei Gleichgewichtssystemen zwischen homogenen Systemen, das heißt
alle Reaktionsteilnehmer sind in der gleichen Phase (Gas oder flüssige Lösung) und hetero‐
genen Systemen, deren Reaktionsteilnehmer in verschiedenen Phasen vorliegen. Bei hetero‐
genen Systemen führt die vorherige Überwindung der Phasengrenzen zu einer langsameren
Einstellung eines chemischen Gleichgewichts. [1, 2]
3. Das Prinzip von Le Châtelier
1884 formulierte Henry Le Châtelier das Prinzip des kleinsten Zwanges:
Wird auf ein sich im chemischen Gleichgewicht befindendes System ein äußerer Zwang aus‐
geübt, so reagiert das System mit einer, der äußeren Störung entgegen gerichteten Ände‐
rung des Gleichgewichts.
Die Lage des Gleichgewichts kann verändert werden durch:
ƒ Veränderung der Reaktionstemperatur,
ƒ Konzentrationsänderung bei einem Reaktionspartner,
ƒ Änderung des Reaktionsdrucks. [1, 2]
4. Katalysatoren
Unter einem Katalysator versteht man einen Stoff, welcher die Reaktionsgeschwindigkeit
einer chemischen Reaktion erhöht oder erniedrigt, sich bei der Reaktion nicht verbraucht
und nach Ende der Reaktion unverändert vorliegt. Die Lage des chemischen Gleichgewichts
wird dadurch nicht beeinträchtigt. [1, 2]
5. Experimente
5.1. Verschiebung des Gleichgewichts durch Temperaturänderung
Geräte / Chemikalien:
Reagenzglas (RG) groß, Bunsenbrenner, Becherglas / Kaliumperchlorat (KClO4), destilliertes
Wasser (H2O)
2
Durchführung:
Festes Kaliumperchlorat wird in ein RG gegeben, anschließend wird mit destilliertem Wasser
aufgefüllt. Nun wird das RG mit dem Bunsenbrenner erhitzt, später im Wasserbad wieder
abgekühlt.
Beobachtung:
Beim Erhitzen löst sich das feste, weiße Kaliumperchlorat in Wasser. Kühlt man das Reagenz‐
glas wieder ab, so bildet sich das Salz erneut als Niederschlag im Reagenzglas.
Erklärung:
Kaliumperchlorat ist in kaltem Wasser schwerlöslich. Für den Lösungsprozess lässt sich fol‐
gendes Gleichgewicht formulieren:
K+ (aq)
KClO4 (s)
+
ClO4‐ (aq)
Durch das Erhitzen wird das Gleichgewicht auf die Seite der einzelnen Ionen verschoben, die
Gitterenergie wird überwunden, Kaliumperchlorat löst sich. Kühlt man ab, so kehrt man dies
um, es entsteht wieder festes Kaliumperchlorat. [2]
5.2. Verschiebung des Gleichgewichts durch Konzentrationsänderung
Geräte / Chemikalien:
Reagenzglas (RG) groß / Kaliumchromat (K2CrO4), destilliertes Wasser (H2O), verdünnte
Schwefelsäure (H2SO4), Natronlauge (NaOH)
Durchführung:
Festes Kaliumchromat wird in ein RG gegeben und mit destilliertem Wasser gelöst.
Anschließend wird tröpfchenweise verdünnte Schwefelsäure zugegeben, bis ein Farbum‐
schlag erfolgt. Nun wird Natronlauge zu getropft, bis es zu einem weiteren Farbumschlag
kommt.
Beobachtung:
Die anfangs gelbe Lösung färbt sich beim Zutropfen von verdünnter Schwefelsäure langsam
orange. Beim Zutropfen von Natronlauge kehrt sich dies wieder um, die Lösung wird wieder
gelb.
Erklärung:
In wässrigen Lösungen bilden Chromat (CrO42‐)‐ und Dichromat (Cr2O72‐)‐Ionen ein Gleich‐
gewicht:
2 CrO42‐
+
2 H+
Cr2O72‐
+
H2O
3
Bei der Zugabe von verdünnter Schwefelsäure wird die Konzentration an Protonen (H+) er‐
höht, das System reagiert nach Le Châtelier dieser Veränderung entgegen. Es werden mehr
Dichromat‐Ionen und Wasser gebildet.
Die Zugabe von Natronlauge erniedrigt die Protonen‐Konzentration. Das Gleichgewichts‐
system reagiert und bildet mehr CrO42‐‐ und H+‐Ionen. [2, 3]
5.3. Verschiebung des Gleichgewichts durch Druckänderung
Geräte / Chemikalien:
2 Kolbenprober, Drei‐Hals‐Rundkolben (250 ml), Tropftrichter, Gummischläuche / Kupfer‐
Pulver (Cu), konzentrierte Salpetersäure (HNO3)
Durchführung:
Konzentrierte Salpetersäure wird auf das Kupferpulver getropft, mit dem entstehenden
Stickstoffdioxid / Distickstofftetroxid‐Gemisch werden die beiden Kolbenprober jeweils bis
zur Hälfte gefüllt. Nachdem der Hahn geschlossen wurde, wird nun bei einem Kolbenprober
der Stempel hineingedrückt, beim anderen Kolbenprober herausgezogen.
Beobachtung:
Im Kolbenprober mit erhöhtem Druck beobachten wir eine Aufhellung, bei vermindertem
Druck eine Farbvertiefung.
Erklärung:
2 NO2
N2O4
2 Vol.
1 Vol.
Stickstoffdioxid (NO2, braun) steht mit Distickstofftetroxid (N2O4, farblos) in einem Mono‐
mer‐Dimer‐Gleichgewicht. Das Gasgleichgewichtssystem wirkt bei der Erhöhung des Drucks
der Druckänderung entgegen. Bei Erhöhung des Drucks weicht das System auf die volumen‐
kleinere Seite aus, das heißt es bildet sich Distickstofftetroxid. Bei Druckerniedrigung wird
die volumengrößere Seite bevorzugt, Stickstoffdioxid entsteht. [2, 3]
5.4. Reaktionsbeschleunigung durch einen Katalysator
Geräte / Chemikalien:
Overheadprojektor, Kristallisierschale, Spatel / Wasserstoffperoxid (H2O2), Mangandioxid
(MnO2, Braunstein)
Durchführung:
Die mit Wasserstoffperoxid versetzte Kristallisierschale wird auf den Overheadprojektor ge‐
stellt. Nun wird eine Spatelspitze voll Mangandioxid hinzugegeben.
4
Beobachtung:
Zunächst ist keine Reaktion zu beobachten. Nach Zugabe des Mangandioxids kommt es zu
einer Gasentwicklung.
Erklärung:
Wasserstoffperoxid ist bei Raumtemperatur eine metastabile Verbindung, bei höheren Tem‐
peraturen zerfällt es unter Wärmeentwicklung in Wasser und Sauerstoff:
2 H2O2
2 H2O
+
O2
Mangandioxid wirkt als heterogener Katalysator und beschleunigt den Zerfall von Wasser‐
stoffperoxid. Die Lage des obigen Gleichgewichts wird dadurch nicht beeinflusst. [2, 3]
6. Lehrplanbezug
CNTG 10.2 Sauerstoffhaltige organische Verbindungen (ca. 26 Std.) (NTG: Naturwissenschaftlich‐
technologisches Gymnasium): Veresterung als reversible Reaktion (Kondensation und Hydrolyse),
chemisches Gleichgewicht (kein MWG) [4]
C 10.4 Reaktionsverhalten organischer Verbindungen (ca. 28 Std.), (SG, MuG, WSG 2)
(SG: sprachliches Gymnasium, MuG: Musisches Gymnasium, WSG: Wirtschafts‐ und Sozialwissen‐
schaftliches Gymnasium): Veresterung als reversible Reaktion, chemisches Gleichgewicht (kein
MWG) [5]
C 12.1 Chemisches Gleichgewicht (ca. 18 Std.)
C 12.2 Protolysegleichgewichte (ca. 18 Std.)
C 12.3 Redoxgleichgewichte (ca. 27 Std.) [6]
Die durchgeführten Experimente sind vor allem im Unterricht der 12. Jahrgangsstufe gut
geeignet, da hier erstmals das Konzept des chemischen Gleichgewichts ausführlich themati‐
siert wird (MWG, Le Chatelier). Die Komplexität bei der Durchführung der Versuche ist ge‐
ring und kann unter Beachtung der bestehenden Sicherheits‐ und Laborverhaltensregeln von
Schülern durchgeführt werden.
7. Literatur
[1] C. E. Mortimer, U. Müller: Chemie ‐ Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Georg
Thieme‐Verlag, Stuttgart, 2003, S. 269 ‐ 271, 275 ‐ 278
[2] A. F. Holleman, E. und N. Wiberg, Holleman‐Wiberg: Lehrbuch der anorganischen
Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter & Co., Berlin, 2007, S. 193 ‐ 194, S. 203 ‐ 207,
S. 472, S. 535 ‐ 536, S. 1567 ‐ 1568
[3] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage,
Oldenburg Schulbuchverlag, München, Düsseldorf, Stuttgart, 1995, S. 197, S. 200,
S. 203 ‐ 204
5
[4] http://www.isb‐gym8‐lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?StoryID=
26225 (Stand: 24.07.2011)
[5] http://www.isb‐gym8‐lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?StoryID=
26226 (Stand: 24.07.2011)
[6] http://www.isb‐gym8‐lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?StoryID=
26195 (Stand: 24.07.2011)
6
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