Grundlagen GW

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

Einführung

Experiment 1:

Die Lösung wird auf drei Reagenzgläser verteilt In das mittlere Glas gibt man einen Spatel voll Eisen(III)-nitrat und in das rechte eine entsprechende Menge Kaliumthiocyanat.

Experiment 2:

Zugabe von zusätzlichen Fe³⁺- Ionen (als FeCl₃)

→ Hypothese: Falls in der Mischung noch SCN^-- Ionen vorhanden, dunkler, ansonsten Farbe 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:

Zugabe von zusätzlichen SCN–-Ionen (als KSCN)

→ Hypothese: Die Farbe soll konstant bleiben.

→ 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+(SCN–)2]+(aq) versetzt mit Fe3+- (b) bzw. SCN–-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:

Überprüfung der Hypothese einer Rückreaktion durch Zugabe von PO₄^3--Ionen, 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 für 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

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.

Zusammenfassung Simple Club

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

Merke:

• Hinreaktion: Reaktion der Edukte zu Produkten
• Rückreaktion:Reaktion der Produkte zurück zu den Edukten

H₂ + I₂ ⇌ 2HI

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.
• Große Menge an Edukten bewirkt eine schnelle RG der Hinreaktion
• Große Menge an Produkten bewirkt eine schnelle RG der Rückreaktion
• 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 gleichbleibt. Dies bedeutet aber nicht, dass die Menge der Edukte gleich der Menge der Produkte ist!

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

Weblinks

• Simple Club Video