Chemisches Gleichgewicht

Das Chemische Gleichgewicht gehört zur Gruppe der dynamischen Gleichgewichte. Grundsätzlich kann sich bei jeder umkehrbaren, d.h. reversiblen, chemischen Reaktionen ein Gleichgewicht einstellen, da bei reversiblen Reaktionen Hin- und Rückreaktion ablaufen können. Chemische Reaktionen, die einen Gleichgewichtszustand einnehmen können, werden auch als Gleichgewichtsreaktionen bezeichnet.

Die Gibbs-Energie (G) hat dabei ein Minimum und die Gleichgewichtskonstante (K) wird durch das Massenwirkungsgesetz definiert.

Der Gleichgewichtszustand

Im Gleichgewichtszustand ist der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationen der Produkte und dem Produkt der Konzentrationen der Edukte konstant. Die Konzentration der Reaktionspartner im Gleichgewicht wird Gleichgewichtskonzentration genannt.

Der Wert dieser Gleichgewichtskonstanten ist temperaturabhängig und für jede Reaktion charakteristisch. Sie ist bei homogenen Reaktionen in Lösungen aber auch davon abhängig, in welchem Lösungsmittel die Reaktion abläuft.

Obwohl Hin- und Rückreaktion beständig ablaufen, also Edukte in Produkte und diese wiederum in Edukte umgewandelt werden, verändern sich im Gleichgewicht die Konzentrationen der Edukte und Produkte nicht. Dies liegt daran, dass im Gleichgewicht die Geschwindigkeit von Hin- und Rückreaktion genau gleich groß ist, das heißt pro Zeiteinheit ebenso viel Edukt zu Produkt reagiert, wie Produkt von Edukt konsumiert wird.

Der Gleichgewichtszustand ist nicht mit einer eingeschlafenen chemischen Reaktion zu verwechseln. Auch bei dieser ändern sich die Konzentration von Edukt und Produkt praktisch nicht, die chemische Reaktion läuft aber stark verlangsamt weiter.

Das Massenwirkungsgesetz

→ Hauptartikel: Massenwirkungsgesetz

Herleitung

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist direkt proportional zur Aktivität der Edukte:

$v\,\sim \,a({\text{Edukte}})$

Je höher die Aktivität der Edukte ist, desto schneller läuft die Reaktion ab.

Im Verlauf einer Gleichgewichtsreaktion nimmt die Aktivität der Edukte ständig ab. Dadurch verringert sich auch die Geschwindigkeit der Hinreaktion. Gleichzeitig nimmt die Aktivität der Produkte ständig zu. Dadurch vergrößert sich die Geschwindigkeit der Rückreaktion. Sind schließlich beide Reaktionsgeschwindigkeiten gleich, wird in gleichen Zeitspannen ebenso viel Produkt wie Edukt gebildet, d.h., dass das Gleichgewicht erreicht ist.

In der Reaktionsgleichung wird der Gleichgewichtspfeil zur Beschreibung verwendet:

$a\;{\text{A}}+b\;{\text{B}}\ \rightleftharpoons \ c\;{\text{C}}+d\;{\text{D}}$

Die Geschwindigkeit der chemischen Hinreaktion $v_{\mathrm {hin} }$ bzw. der chemischen Rückreaktion $v_{\text{rück}}$ lautet dabei:

$v_{\mathrm {hin} }=k_{\mathrm {hin} }\cdot c^{a}({\text{A}})\cdot c^{b}({\text{B}})$

$v_{\text{rück}}=k_{\text{rück}}\cdot c^{c}({\text{C}})\cdot c^{d}({\text{D}})$

Dabei ist k_hin die Geschwindigkeitskonstante der Hinreaktion und k_rück ist die Geschwindigkeitskonstante der Rückreaktion.

Im Gleichgewichtszustand sind die Geschwindigkeiten der Hin- und der Rückreaktion gleich groß:

$v_{\mathrm {hin} }=v_{\text{rück}}$

Daraus folgt für die scheinbare Gleichgewichts- $K_{{C}}$ oder Massenwirkungskonstante:

$K_{C}={\frac {k_{\mathrm {hin} }}{k_{\text{rück}}}}={\frac {c^{c}({\text{C}})\cdot c^{d}({\text{D}})}{c^{a}({\text{A}})\cdot c^{b}({\text{B}})}}$ .

Hierbei sei darauf hingewiesen, dass die scheinbare Gleichgewichtskonstante $K_{{C}}$ , welche sich aus den Konzentrationen berechnet eine Einheit trägt, während die Gleichgewichtskonstante einheitenlos ist. Beide Konstanten lassen sich mithilfe der Aktivitäten der an der chemischen Reaktion beteiligten Stoffe ineinander umrechnen.

Gleichgewichtslage

Die Lage eines Gleichgewichts – und damit die Gleichgewichtskonstante – ist durch die Reaktionsbedingungen Temperatur, Druck und Stoffmengenkonzentration festgelegt:

Ist die Gleichgewichtskonstante sehr groß $(K\gg 1)$ , liegt das Gleichgewicht praktisch vollständig auf der Seite der Produkte.
Ist die Gleichgewichtskonstante sehr klein $(K\ll 1)$ , liegt das Gleichgewicht praktisch vollständig auf der Seite der Edukte.

Die Gleichgewichtskonstante sagt etwas darüber aus, auf welcher Seite der chemischen Gleichung sich das Gleichgewicht befindet: Eine Zunahme der Gleichgewichtskonstante K bedeutet eine Verschiebung des Gleichgewichts auf die Seite der Produkte, eine Abnahme von K bedeutet eine Verschiebung des Gleichgewichts auf die Seite der Edukte.

Zur Erklärung: Haben fast alle Edukte zu Produkten reagiert, so sagt man „das Gleichgewicht liegt bei den Produkten“.

Einfluss eines Katalysators

Ein Katalysator beschleunigt bzw. verlangsamt Hin- und Rückreaktion auf die gleiche Weise. Er verändert damit nicht die Gleichgewichtskonzentrationen der Edukte und Produkte, bewirkt aber, dass sich der Gleichgewichtszustand schneller einstellt. Die Funktion eines Katalysators beruht auf der Eröffnung eines neuen Reaktionsweges, der über andere Elementarreaktionen läuft als die unkatalysierte Reaktion. An diesen Elementarreaktionen ist der Katalysator zwar selbst beteiligt, jedoch verlässt er selbst den Vorgang (chemisch) unverändert.

Störung des Gleichgewichtes – Prinzip von Le Chatelier

→ Hauptartikel: Prinzip vom kleinsten Zwang

Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese Störung wieder rückgängig macht. Dies nennt man deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten Zwang“ (Prinzip von Le Chatelier): Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

Störungen sind:

Konzentrationsänderungen bzw. Änderungen der Stoffmengen (durch Zugabe oder Entfernen eines der am Gleichgewicht beteiligten Stoffe)
Zufuhr bzw. Entzug von Wärme bzw. Temperaturänderungen
Änderung des Druckes
Änderung des Volumens bei Gasreaktionen

Freie Enthalpie

Je größer der Unterschied in der Freien Enthalpie ( $\Delta G^{\circ }$ ) zwischen Edukten und Produkten ist, desto mehr liegt das Gleichgewicht auf der Seite mit der niedrigeren Freien Enthalpie. (Achtung! $\Delta G^{\circ }\neq \Delta G$ vgl. Standardzustand)

$\Delta G^{\circ }=-{\text{R}}T\cdot \ln K$

mit

R = Gaskonstante = 8,31447 J·K⁻¹·mol⁻¹

K = Gleichgewichtskonstante

T = Temperatur in Kelvin

s. a. Freie Enthalpie

für Redoxreaktionen gilt:

$\Delta G^{\circ }=(\varepsilon _{\text{I}}^{\circ }-\varepsilon _{\text{II}}^{\circ })\cdot z{\text{F}}$

mit

z = Zahl der ausgetauschten Elektronen

F = Faraday-Konstante = 96.485,3399 C·mol⁻¹

ε⁰ = Normalpotential einer Redox-Teilreaktion

Für eine elektrochemische Redoxreaktion ergibt sich die freie Enthalpie aus der umgesetzten Stoffmenge n in mol, der Faraday-Konstanten F und der Potentialdifferenz. Energie wird so lange geliefert, bis das elektrochemische Gleichgewicht erreicht ist:

$\Delta G=-n\cdot F\cdot \Delta E$

Entropie in Reaktionen

Ob eine Reaktion von den Edukten in Richtung der Produkte verläuft (und wie weit), das hängt davon ab, ob sich dabei die Entropie erhöht. Das ist z.B. bereits dann der Fall, wenn sich ein gasförmiges Produkt über einen größeren Raum ausbreiten kann. Es zählt aber nicht nur die Entropieänderung $\triangle S$ der reagierenden Komponenten. Im Verlauf einer Reaktion wird meist auch Wärme (Reaktionsenthalpie $\triangle H$ ) mit der Umgebung ausgetauscht und dies bewirkt dort ebenfalls eine Entropieänderung: Dividiert man die Gleichung

$\Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S$

durch die absolute Temperatur T, dann erhält man einen Zusammenhang zwischen drei Größen mit der Dimension einer Entropie (J/K):

${\frac {\Delta G}{T}}={\frac {\Delta H}{T}}-\Delta S$

Das $\triangle$ bezieht sich dabei lediglich auf einen Schritt entlang der Umsatzvariablen. ${\tfrac {\triangle H}{T}}$ ist dem Betrag nach die Entropieänderung der Umgebung, die die Reaktionswärme $\;\triangle H$ aufgenommen oder abgegeben hat. Dass ein negatives ${\tfrac {\triangle G}{T}}$ einer Netto-Zunahme der gesamten Entropie entspricht, liegt an den Vorzeichen, die sich am reagierenden System orientieren: Gibt dieses z.B. Wärme ab, dann wird $\triangle H$ negativ gerechnet und der Beitrag zu ${\tfrac {\triangle G}{T}}$ ist ebenfalls negativ. (Aber in der Umgebung nimmt die Entropie um den gleichen, positiven Betrag zu.) Ist außerdem die Entropieänderung des reagierenden Systems $\triangle S$ positiv, dann erhält man durch das Minuszeichen in der Gleichung einen weiteren negativen Beitrag. Die Reaktion läuft so lange, so lange abnimmt oder $\triangle G$ negativ ist. Im Minimum der Gibbs-Energie/Freien Enthalpie befinden sich dann Hin- und Rückreaktionen im Gleichgewicht.

Beispiele

Calcit-Ausfällung
Ammoniak-Synthese (Haber-Bosch-Verfahren)
Synthese von Estern

Basierend auf einem Artikel in:

Wikipedia.de