Grundlagen GW

Das chemische Gleichgewicht wird verwendet um zu sehen wie eine Dilemmareaktion reagiert.

Gleichgewichtsreaktionen:

• ΔH < 0 und ΔS < 0

Die Enthalpie ist günstig, jedoch ist die Entropie ungünstig.

• ΔH > 0 und ΔS > 0

Die Enthalpie ist ungünstig, dafür die Entropie günstig.

Diese Dilemmareaktionen/Gleichgewichtsreaktion laufen je nach ΔG (Spontanität) anders ab. Mit dem Gleichgewicht kann gesagt werden wie viel reagiert, denn die Edukte werden nicht vollständig zu Produkten reagieren oder umgekehrt.

Einführung

Experiment 1:

Um das chemische Gleichgewicht kennenzulernen werden wir diese Reaktion als Beispiel anschauen.

Eine wässrige Lösung wird mit Eisen(III)-nitrat und mit Kaliumthiocyanat versetzt. Es entsteht eine rote Lösung, welche wir für die nächsten Experimente auf drei Reagenzgläser verteilen.(Abb1(a))

Experiment 2:

Es werden zusätzliche Fe³⁺- Ionen (als FeCl₃) in Reagenzglas 2 geben (Abb1(b)).

→ Hypothese: Falls in der Mischung noch SCN^-- Ionen vorhanden sind, wird die Farbe dunkler, ansonsten bleibt sie konstant.

→ Beobachtung: Die Farbe wird dunkler.

→ Interpretation:Die Konzentration an Fe³⁺(SCN^–)₂]⁺(aq) wird erhöht.

Es müssen noch zusätzliche SCN^--Ionen vorhanden sein! Gemäss vorhergehender Hypothese kann dies mit der unpräzisen Mischung erklärt werden.

Experiment 3:

Es werde zusätzliche SCN^–-Ionen (als KSCN) in Reagenzglas 3 gegeben (Abb1(c)).

→ Hypothese: Die Farbe soll konstant bleiben, da wir in Experiment 2 gesehen haben, dass es freie SCN^–-Ionen in der Mischung hat.

→ Beobachtung: Die Farbe wird auch dunkler.

→ Interpretation: Die Konzentration an [Fe³⁺(SCN^–)₂]⁺(aq) wird erhöht.

Es müssen neben den freien SCN^–-Ionen auch noch zusätzliche Fe³⁺-Ionen vorhanden sein! Die Vertiefung der roten Farbe zeigt, dass sowohl bei der Zugabe von Fe³⁺- als auch von SCN^–-Ionen zusätzliche Eisen(III)-thiocyanat-Komplexionen entstanden sind. Da für ihre Bildung beide Edukte nötig sind, aber jeweils nur eines zugegeben wurde, müssen in der ursprünglichen Lösung neben dem roten Komplex auch noch freie Fe³⁺(aq)- und SCN^–(aq)-Ionen vorhanden sein.

Abb. 1: Fe³⁺(aq)- und SCN^–(aq) versetzt mit Fe³⁺- (b) bzw. ^–-Ionen(c).

Bis jetzt wurde davon ausgegangen, dass bei chemischen Reaktionen die Edukte vollständig zu den Produkten reagieren. Bei den früher aufgestellten Gleichungen zeigte der Reaktionspfeil eindeutig nach rechts.

Edukte → Produkte

Bei dieser Art von Reaktionen sollten nach einer gewissen Zeit nur noch Produkte und keine Edukte mehr nachweisbar sein. Warum ist das bei der oben betrachteten Reaktion nicht der Fall? Dies kann leicht erklärt werden, wenn man annimmt, dass nicht nur die Edukte zu Produkten reagieren, sondern auch Produkte sich wieder zurück in die Edukte umwandeln können. Unter dieser Annahme einer ständigen Hin- und Rückreaktion ergibt sich allmählich eine Situation mit konstanten Edukt- und Produktkonzentrationen.

Experiment 4:

Die Hypothese wird mit einer Rückreaktion durch eine Zugabe von PO₄^3--Ionen überprüft, die (nur) mit freien Fe³⁺-Ionen in einer Fällung zu weissem Eisenphosphat reagiert.

→ Hypothese: Falls eine Rückreaktion stattfindet, müssten schliesslich alle Fe³⁺-Ionen gefällt werden, sodass die Farbe verschwindet

→ Beobachtung: Die Farbe verschwindet

→ Interpretation: Die Entfärbung legt nahe, dass tatsächlich eine Rückreaktion stattfindet.

Dabei werden Fe³⁺-Ionen aus dem Farbkomplex freigesetzt, sodass sie mit den PO₄-Ionen reagieren. Dies geschieht so lange, bis alle Komplexe zerfallen sind und sich die Lösung vollständig entfärbt hat.

[Fe³⁺(SCN^–)₂]⁺(aq) + PO₄^3-(aq) → FePO₄(s) + 2 SCN^-(aq)

Welche Reaktionen sind typische Gleichgewichtsreaktionen?

Die durchgeführten Reaktionen zeigen, dass es Reaktionen gibt, bei denen experimentell nachweislich eine Rückreaktion stattfindet. Warum aber kann gleichzeitig eine Hin- und eine Rückreaktion stattfinden? Bisher wurde unterschieden zwischen Reaktionen, die freiwillig ablaufen und solchen, die nicht freiwillig ablaufen. Entscheidend dafür sind die beiden Triebkräfte ∆H und ∆S:

∆G = ∆H – T• ∆S

Analyse der vorhergehenden Reaktion:

a) Hinreaktion

b) Rückreaktion

Interpretation:

Es gibt sowohl bei der Hin- wie auch bei der Rückreaktion eine günstige Triebkraft.

Typische Gleichgewichtsreaktionen sind Reaktionen mit widersprüchlichen Triebkräften: Entweder ist die Enthalpie ∆H günstig und die Entropie ∆S ungünstig – oder umgekehrt.

Für die Lage des Gleichgewichts ist es unerheblich, ob die Reaktion ursprünglich bei den Edukten oder den Produkten ihren Anfang nahm. Eine typische Gleichgewichtsreaktion strebt einerseits nach dem Energieminimum aufgrund der wirkenden Kräfte und anderseits nach dem Entropiemaximum aufgrund der zufälligen Teilchenbewegung

Neue Interpretation der freien Enthalpie ∆G:

	Vorher	Jetzt
∆G<0	Die Reaktion ist freiwillig	Die Hinreaktion dominiert → das Gleichgewicht ist rechts
∆G>0	Die Reaktion ist unfreiwillig	Die Rückreaktion dominiert → das Gleichgewicht ist links

Zusammenfassung: Video (Simple Club)

Im Video werden zuerst anhand des Beispiels der chemischen Reaktion von Iod und Wasserstoff, welche schließlich zu Iod-Wasserstoff reagieren, die Begriffe der Hin- und-Rückreaktion erklärt.

Als nächstes wird im Video die chemische Gleichgewichtsreaktion und das chemische Gleichgewicht erklärt und bildlich mit dem Beispiel einer Waage (mit Edukten und Produkten) veranschaulicht.

Merke:

• Bei einer chemischen Gleichgewichtsreaktion ist die Reaktionsgeschwindigkeit der Hinreaktion und die der Rückreaktion gleich groß.
• Dies ist mit dem Beispiel der Waage gut nachvollziehbar. Würden wir annehmen, dass sich die RG der Hinreaktion von der RG der Rückreaktion unterscheiden würde, so würden sich auch die Konzentrationen kontinuierlich ändern und somit würde kein Gleichgewicht entstehen. (Gleichgewicht heisst Ausgleich)
• Die RG der Hinreaktion hängt von der jeweils verfügbaren Menge an Edukten auf der linken Seite ab.
• Die RG der Rückreaktion hingegen von der verfügbaren Menge an Produkten auf der rechten Seite.
• Währendem die Edukte zu Produkten reagieren:

→ RG der Hinreaktion nimmt ab

→ RG der Rückreaktion nimmt zu

• Im Video wird erwähnt, dass die Konzentration der Edukte und Produkte bei einer Gleichgewichtsreaktion NIE auf 0 sinkt. Es ist aber nicht erklärt weshalb das so ist. Wie wir aber wissen, erfordert eine Gleichgewichtsreaktion eine Hinreaktion und eine gleichzeitig ablaufende Rückreaktion. Deswegen können wir davon ausgehen, dass in einem chemischen Gleichgewicht gleichzeitig sowohl Produkte zu Edukten als auch Edukte zu Produkten reagieren und somit eine Konzentration von 0 nicht zustande kommen kann. Würde man die Konzentration 0 auf einer Seite aufweisen, so würde es sich nicht um ein Gleichgewicht handeln.
• Im Video wird erwähnt, dass die Konzentration der Edukte und Produkte während des chemischen Gleichgewicht konstant bleibt. Dies bedeutet aber nicht, dass die Menge der Edukte gleich der Menge der Produkte ist!
• Wichtig ist also auch die Reaktionsgeschwindigkeitskonstante, denn somit sind alle Konzentrationen im Gleichgewicht gleich.

Die Konzentration der Edukte unterscheidet sich von der Menge der Produkte, sie verändert sich aber im chemischen Gleichgewicht nicht mehr. Dies ist so zu verstehen, dass im chemischen Gleichgewicht gleich viele Edukte zu Produkten reagieren wie Produkte zu Edukten.

Weblinks

• Simple Club Video