Elemente und Moleküle, Schulbuch

47 3.3 Die reaKTiOnSgeSchWinDigKeiT 3.4 DaS cheMiSche gleichgeWichT irreversible Reaktion ⇒ fast vollständiger Ablauf reversible Reaktion ⇒ teilweiser Ablauf fast kein Reaktionsablauf Konzentration Reaktionsgeschwindigkeit Reaktionsablauf D + E Einstellung des Gleichgewichtes A + B Reaktionsablauf D + E A + B Abb. 47.1: Reversible und irreversible Reaktion Abb. 47.2: Einstellung des Gleichgewichtes 3.4 DAS CHEMISCHE GLEICHGEWICHt Massenwirkungsgesetz • Gleichgewichtskonzentrationen • Le Chatelier´sches Prinzip • Freie Enthalpie und Gleichgewicht Wann ist eine Reaktion zu Ende? Wenn alle Ausgangsstoffe reagiert haben? Wenn nur mehr ein gewisser Prozentsatz der Ausgangsstoffe vorhanden ist? Was ist über- haupt das Ende einer Reaktion? Endet die Reaktion überhaupt oder geht sie nur immer langsamer vor sich? Es zeigt sich, dass bei jeder Reaktion ein Zustand erreicht wird, bei dem sich die Konzentrationen aller beteiligten Stoffe nicht mehr ändern. Das heißt für den Be- obachter: Die Reaktion ist beendet. Dieser Endzustand kann je nach Reaktion sehr unterschiedlich aussehen. Viele Reaktionen laufen praktisch vollständig ab; Aus- gangsstoffe werden verbraucht und die entsprechende Menge Endprodukte ent- steht. Manche Reaktionen laufen fast nicht ab. Auch am Ende der Reaktion liegen kaum Endprodukte vor. Bei manchen Reaktionen liegen Ausgangs- und Endproduk- te in vergleichbaren Mengen vor. Es ist also unmöglich, mit dem bisherigen Wissen Aussagen zu treffen, wie vollständig Reaktionen ablaufen und von welchen Faktoren das Reaktionsende beeinflusst wird. Betrachten wir eine Reaktion: A + B → D + E Zu Beginn der Reaktion liegt eine bestimmte Konzentration der Stoffe A und B vor. Diese Konzentration bezeichnet man als Ausgangskonzentration c 0 (A), c 0 (B). Durch Zusammenstoß der Teilchen kommt es zur Bildung der Endprodukte und die Kon- zentration von A und B nimmt ab. Die Geschwindigkeit der Reaktion wird beschrie- ben durch v Hin = k Hin • c (A) • c (B) . Durch die Konzentrationsabnahme verringert sich die Reaktionsgeschwindigkeit. Im Reaktionsgefäß können aber auch die Teilchen D und E zusammenstoßen und re- agieren. Dh., es tritt eine Rückreaktion ein mit einer Geschwindigkeit v Rück = k Rück • c (D) • c (E) . Durch die Zunahme der Konzentrationen der Endprodukte erhöht sich die Geschwin- digkeit der Rückreaktion. Irgendwann tritt der Fall ein, dass die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich groß ist wie die Geschwindigkeit der Rückreaktion. Ab diesem Zeitpunkt ändern sich die Konzentrationen der beteiligten Stoffe nicht mehr. Es werden zwar ständig aus den Stoffen A und B die Stoffe D und E gebildet, aber in derselben Zeiteinheit entsteht aus D und E wiederum A und B. Dieser Zustand, der für einen Beobachter das Ende der Reaktion bedeutet, wird als chemisches Gleich- gewicht bezeichnet, weil sich hier zwei entgegengesetzt gerichtete Reaktionen die Balance halten („dynamisches Gleichgewicht“). In der Chemie spricht man nicht vom Ende einer Reaktion, sondern sagt, „die Reaktion befindet sich im Gleichgewicht“. Die Konzentrationen, die im Gleichgewicht vorliegen, nennt man Gleichgewichts- konzentrationen und man bezeichnet sie mit c g . Die Lage des Gleichgewichtes ist von Reaktion zu Reaktion verschieden. So gibt es, wie eingangs erwähnt, praktisch vollständig ablaufende Reaktionen. Bei diesen ist die Rückreaktion stark gehemmt = „irreversible“ Reaktion. Das Gleichgewicht wird erst erreicht, wenn fast alle Aus- gangsstoffe reagiert haben. Man sagt, „das Gleichgewicht liegt bei den Endstoffen“. Reaktionen mit einer merklichen Rückreaktion heißen reversibel. Da bei jeder Reak- tion, zumindest formal, eine Rückreaktion eintritt, können alle Reaktionen mit einem doppelten Reaktionspfeil versehen werden: A + B D + E Geht man von D und E als Ausgangsstoffen aus, stellt sich das Gleichgewicht wieder beim selben Konzentrationsverhältnis ein. Es wird also, unabhängig von welcher Seite man sich nähert, immer derselbe Gleichgewichtszustand erreicht. Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv