Chemisches Gleichgewicht - Massenwirkungsgesetz

Autor : Martin Ploppa

Quellen : Chemie Lk Dr.Kazmaier

Zeeck Chemie

Inhalt:

1. Ausgangsversuche
2. Herleitung des chemischen (dynamischen) Gleichgewichts
3. Störung des chemischen Gleichgewichts
   1. Konzentrationsänderung
   2. Einfluß des Drucks auf die Lage des Gleichgewichts
   3. Einfluß der Temperatur auf die Lage des Gleichgewichts

Viele chemischen Reaktionen, die in homogener Lösung ablaufen, kommen äußerlich zum Stillstand,

obwohl die Edukte noch nicht vollständig verbraucht sind.Das System befindet sich im Gleich-gewicht.

Merkmal dieses Zustandes ist, das die beteiligten Stoffe chemischer Umwandlung unterzogen sind.

1.1 Ausgangsversuche:

V1 :

Anthracen     +     Pikrinsäure         <------>            Anthracenpikrat     



farblos             gelb                                    rot                 





A       +           P                   <------>            AP                  

je 5 ml 0,2 M Lösung [ c = 0,2 mol/l^-1 ]

V2 : Zu der AP-Lösung gibt man festes A

Beobachtung: Zunahme der Rotfärbung

Bei Zugabe von festem P tritt ebenfalls eine Verstärkung der Rotfärbung ein.In der Lösung müssen noch freie A -und P -Teilchen vorhanden sein. Dies ist wohl auf einen Zerfall von AP-Teilchen zurückzuführen.

Um dies zu zeigen, führt man folgenden Versuch durch :

V3 : Man stellt durch Auflösen von festem AP eine AP-Lösung her. Bei Zugabe von festem

A / (P) verstärkt sich die Rotfärbung.

Ergebnis : Die freien A / (P)-Moleküle in der AP-Lösung stammen aus dem Zerfall von AP Molekülen. Der Hinreaktion steht also eine Rückreaktion gegenüber. Man spricht auch vom Anthracenpikrat-Gleichgewicht.

1.2 Herleitung des chemischen (dynamischen) Gleichgewichts :

A + P <-----> AP

Im Laufe der Zeit stellt sich ein Zustand ein, der durch einen Stillstand der Stoffmengenänderung charakterisiert ist. Dann ist die Anzahl der zerfallenden und der sich neu bildenden Anthracen-pikrat-Moleküle in der Zeiteinheit gleich. Die Geschwindigkeit der Hinreaktion ist also gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion.Dieser Zustand eines Reaktionssystems heißt chemisches Gleichgewicht.

Im Gleichgewichtszustand gilt also:

V ( Hin ) = K1 * c(A) * c(P)

V (Rück) = K2 * c(AP)

V (Hin) = V (Rück)

K1 * c(A) * c(P) = K2 * c(AP)

K1 / K2 = c(AP) / (c(A) * c(P)) = K [ Gleichgewichtskonstante ]

Betrachtet man dies noch für eine allgemeine Reaktion :

A + B <--------> C + D

so ergibt sich:

Massenwirkungsgesetz : (c [C] * c[D]) / (c [A] * c[B]) = K

Definition:

1. Das MWG gibt die Gleichgewichtskonzentrationen der beteiligten Stoffe an.
2. Der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationen der Produkte und dem Produkt der Konzentrationen der Edukte ist eine Konstante. Diese Konstante heißt Gleichgewichtskonstante (= Massenwirkungskonstante ) und ist dimensionslos. Da die Konzentrationen im Zähler und Nenner multipliziert werden, führen stöchiometrische Zahlen in der Reaktiongleichung dazu, daß diese als Exponenten im MWG auftreten.

2 A + B <----> 3 C + 2 D ; K = (c^3[C] * c^2[D]) / c^2[A] * c[B]

1.3 Störung des chemischen Gleichgewichts

1.3.1 Konzentrationsänderung

Das MWG macht verständlich.daß es nicht ohne Auswirkung auf die anderen Reaktionspartner bleibt, wenn man die Konzentration eines Eduktes verändert. Erhöht man z.B. [A], so erhöhen sich [C] und [D] entsprechend dem MWG. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. Auch durch Entfernen eines Produktes läßt sich das MWG stören. der Zähler wird kleiner, die Edukte reagieren verstärkt zu den Produkten, bis der Quotient wieder K entspricht. Auch hier wird das Gleichgewicht nach rechts verschoben. Entfernt man ein Produkt ganz aus dem System, da es als Gas entweicht oder als Feststoff ausfällt, kann man die Edukte vollständig in die Produkte überführen. ( Dies findet z.B. bei der Ammoniaksynthese nach Haber-Bosch seine Anwendung )

Allgemein gilt :

Konzentrationserhöhung fördert die Reaktion, bei der der zugeführte Stoff verbraucht wird.

Konzentrationserniedrigung fördert die Reaktion, bei der der entzogene Stoff nachgeliefert wird.

1.3.2 Einfluß des Drucks auf die Lage des Gleichgewichts

V: In einem Kolbenprober, der ein Gemisch aus NO2 und N2O4 enthält, erhöht man den Druck.

Das Gas wird zunächst dunkler, hellt dann aber wieder auf.

2 NO2 <------> N2O4

braun farblos

Durch die Druckzunahme erhöht sich die Dichte und damit die Konzentration der Gase. Die Aufhellung beweist, daß verstärkt N2O4-Teilchen gebildet werden.

(c[N2O4]) / c^2[NO2] = K

Druck wird n-fach erhöht --> V sinkt auf n^-1 des Ursprünglichen Volumens.

--> c steigt um das n-fache.

Da K druckunabhängig ist, muß verstärkt die Reaktion ablaufen, die K wieder auf den ursprünglichen Wert zurückbringt.

Allgemein gilt :

Druckerhöhung fördert die Reaktion, die unter Volumenabnahme verläuft.

Druckerniedrigung fördert die Reaktion, die unter Volumenzunahme verläuft.

1.3.3 Einfluß der Temperatur auf die Lage des Gleichgewichts

V1 : Das in einem Reagenzglas eingeschmolzene NO2 - N2O4 -Gasgemisch wird in heißes bzw.kaltes Wasser getaucht. In heißem Wasser erfolgt eine Zunahme der Braunfärbung, in kaltem Wasser ein Abnahme. Temperaturerhöhung fördert in diesem Fall die Rückreaktion, d.h. die endotherme Reaktion. Entsprechend fördert Temperaturerniedrigung die exotherme Reaktion.

Allgemein gilt :

Temperaturerhöhung fördert endotherme Reaktionen.

Temperaturerniedrigung fördert exotherme Reaktionen.

Während K Konzentrations -und Druckunabhängig ist, verändert sich K bei Temperaturanderung.

Bei exothermen Reaktionen nimmt K bei steigender Temperatur ab.

Allgemein gilt: Prinzip von LeChatelier der Flucht vor dem Zwang:

Eine Gleichgewichtsreaktion läuft immer so ab, daß der äußere

Einfluß ("Zwang") verkleinert wird.

Wird auf eine im Gleichgewicht befindliches System ein Zwang ausgeübt ( Konzentration, Druck, Temperatur), so weicht es diesem aus, und ein neues Gleichgewicht stellt sich ein.