Das Chemische Gleichgewicht

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Sommersemester Betreuung: Dr. M. Andratschke Referent: Hofmann, Martin Das Chemische Gleichgewicht 1. Reversible Reaktionen Bei geeigneten Bedingungen reagiert Stickstoff (N 2 ) mit Wasserstoff (H 2 ) zu Ammoniak (NH 3 ). Diese Reaktion lässt sich jedoch auch umkehren, so zersetzt sich Ammoniak bei entsprechend hohen Temperaturen wieder in die Ausgangsstoffe. Chemische Reaktionen dieser Art werden reversibel genannt und mit einem Doppelpfeil dargestellt. [1] 2. Von der Reaktionskinetik zum Massenwirkungsgesetz Betrachten wir nun eine allgemeine reversible Reaktion der Form: a A + b B c C + d D a, b, c, d: stöchiometrische Koeffizienten; A, B: Edukte A, B; C, D: Produkte C, D Für die Geschwindigkeit der Hin Reaktion gilt: v hin = k hin c a (A) c b (B), analog folgt für die Rück Reaktion v rück = k rück c c (C) c d (D) k x = Geschwindigkeitskonstante, c(x) = Konzentration des Edukts/Produkts, a, b, c, d siehe oben Laufen nun beide Reaktionen gleichzeitig ab, so ergibt sich die Gesamtgeschwindigkeit der Reaktion als Differenz der Geschwindigkeit von Hin und Rückreaktion. Nehmen wir nun an, dass die Geschwindigkeiten der beiden Teilreaktionen gleich sind, das heißt es reagieren die Moleküle A, B in demselben Maße zu C und D, wie sich diese wieder zu A und B umsetzen, so gilt: v hin = k hin c a (A) c b (B) = k rück c c (C) c d (D) = v rück (Gleichung I) Man spricht vom Zustand des chemischen Gleichgewichts, wenn die Gesamtreaktionsgeschwindigkeit nach außen hin gleich Null ist (das heißt v rück = v hin ). Das chemische Gleichgewicht beschreibt somit keinen statischen Zustand, sondern ein dynamisches System, indem Edukte und Produkte im selben Maße gebildet werden. 1

2 Setzen wir nun in Gleichung I k hin ins Verhältnis zu k rück so erhalten wir: k hin c c (C) c d (D) = k rück c a (A) c b (B) K Diese Gleichung ist allgemein als Massenwirkungsgesetz (MWG) bekannt. K = Gleichgewichtskonstante. Man unterscheidet bei Gleichgewichtssystemen zwischen homogenen Systemen, das heißt alle Reaktionsteilnehmer sind in der gleichen Phase (Gas oder flüssige Lösung) und heterogenen Systemen, deren Reaktionsteilnehmer in verschiedenen Phasen vorliegen. Bei heterogenen Systemen führt die vorherige Überwindung der Phasengrenzen zu einer langsameren Einstellung eines chemischen Gleichgewichts. [1, 2] 3. Das Prinzip von Le Châtelier 1884 formulierte Henry Le Châtelier das Prinzip des kleinsten Zwanges: Wird auf ein sich im chemischen Gleichgewicht befindendes System ein äußerer Zwang ausgeübt, so reagiert das System mit einer, der äußeren Störung entgegen gerichteten Änderung des Gleichgewichts. Die Lage des Gleichgewichts kann verändert werden durch: Veränderung der Reaktionstemperatur, Konzentrationsänderung bei einem Reaktionspartner, Änderung des Reaktionsdrucks. [1, 2] 4. Katalysatoren Unter einem Katalysator versteht man einen Stoff, welcher die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht oder erniedrigt, sich bei der Reaktion nicht verbraucht und nach Ende der Reaktion unverändert vorliegt. Die Lage des chemischen Gleichgewichts wird dadurch nicht beeinträchtigt. [1, 2] 5. Experimente 5.1. Verschiebung des Gleichgewichts durch Temperaturänderung Reagenzglas (RG) groß, Bunsenbrenner, Becherglas / Kaliumperchlorat (KClO 4 ), destilliertes Wasser (H 2 O) 2

3 Durchführung: Festes Kaliumperchlorat wird in ein RG gegeben, anschließend wird mit destilliertem Wasser aufgefüllt. Nun wird das RG mit dem Bunsenbrenner erhitzt, später im Wasserbad wieder abgekühlt. Beobachtung: Beim Erhitzen löst sich das feste, weiße Kaliumperchlorat in Wasser. Kühlt man das Reagenzglas wieder ab, so bildet sich das Salz erneut als Niederschlag im Reagenzglas. Kaliumperchlorat ist in kaltem Wasser schwerlöslich. Für den Lösungsprozess lässt sich folgendes Gleichgewicht formulieren: KClO 4 (s) K + (aq) + ClO 4 (aq) Durch das Erhitzen wird das Gleichgewicht auf die Seite der einzelnen Ionen verschoben, die Gitterenergie wird überwunden, Kaliumperchlorat löst sich. Kühlt man ab, so kehrt man dies um, es entsteht wieder festes Kaliumperchlorat. [2] 5.2. Verschiebung des Gleichgewichts durch Konzentrationsänderung Reagenzglas (RG) groß / Kaliumchromat (K 2 CrO 4 ), destilliertes Wasser (H 2 O), verdünnte Schwefelsäure (H 2 SO 4 ), Natronlauge (NaOH) Durchführung: Festes Kaliumchromat wird in ein RG gegeben und mit destilliertem Wasser gelöst. Anschließend wird tröpfchenweise verdünnte Schwefelsäure zugegeben, bis ein Farbumschlag erfolgt. Nun wird Natronlauge zu getropft, bis es zu einem weiteren Farbumschlag kommt. Beobachtung: Die anfangs gelbe Lösung färbt sich beim Zutropfen von verdünnter Schwefelsäure langsam orange. Beim Zutropfen von Natronlauge kehrt sich dies wieder um, die Lösung wird wieder gelb. In wässrigen Lösungen bilden Chromat (CrO 2 4 ) und Dichromat (Cr 2 O 2 7 ) Ionen ein Gleichgewicht: 2 CrO H + Cr 2 O H 2 O 3

4 Bei der Zugabe von verdünnter Schwefelsäure wird die Konzentration an Protonen (H + ) erhöht, das System reagiert nach Le Châtelier dieser Veränderung entgegen. Es werden mehr Dichromat Ionen und Wasser gebildet. Die Zugabe von Natronlauge erniedrigt die Protonen Konzentration. Das Gleichgewichtssystem reagiert und bildet mehr CrO 4 2 und H + Ionen. [2, 3] 5.3. Verschiebung des Gleichgewichts durch Druckänderung 2 Kolbenprober, Drei Hals Rundkolben (250 ml), Tropftrichter, Gummischläuche / Kupfer Pulver (Cu), konzentrierte Salpetersäure (HNO 3 ) Durchführung: Konzentrierte Salpetersäure wird auf das Kupferpulver getropft, mit dem entstehenden Stickstoffdioxid / Distickstofftetroxid Gemisch werden die beiden Kolbenprober jeweils bis zur Hälfte gefüllt. Nachdem der Hahn geschlossen wurde, wird nun bei einem Kolbenprober der Stempel hineingedrückt, beim anderen Kolbenprober herausgezogen. Beobachtung: Im Kolbenprober mit erhöhtem Druck beobachten wir eine Aufhellung, bei vermindertem Druck eine Farbvertiefung. 2 NO 2 N 2 O 4 2 Vol. 1 Vol. Stickstoffdioxid (NO 2, braun) steht mit Distickstofftetroxid (N 2 O 4, farblos) in einem Monomer Dimer Gleichgewicht. Das Gasgleichgewichtssystem wirkt bei der Erhöhung des Drucks der Druckänderung entgegen. Bei Erhöhung des Drucks weicht das System auf die volumenkleinere Seite aus, das heißt es bildet sich Distickstofftetroxid. Bei Druckerniedrigung wird die volumengrößere Seite bevorzugt, Stickstoffdioxid entsteht. [2, 3] 5.4. Reaktionsbeschleunigung durch einen Katalysator Overheadprojektor, Kristallisierschale, Spatel / Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ), Mangandioxid (MnO 2, Braunstein) Durchführung: Die mit Wasserstoffperoxid versetzte Kristallisierschale wird auf den Overheadprojektor gestellt. Nun wird eine Spatelspitze voll Mangandioxid hinzugegeben. 4

5 Beobachtung: Zunächst ist keine Reaktion zu beobachten. Nach Zugabe des Mangandioxids kommt es zu einer Gasentwicklung. Wasserstoffperoxid ist bei Raumtemperatur eine metastabile Verbindung, bei höheren Temperaturen zerfällt es unter Wärmeentwicklung in Wasser und Sauerstoff: 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 Mangandioxid wirkt als heterogener Katalysator und beschleunigt den Zerfall von Wasserstoffperoxid. Die Lage des obigen Gleichgewichts wird dadurch nicht beeinflusst. [2, 3] 6. Lehrplanbezug C NTG 10.2 Sauerstoffhaltige organische Verbindungen (ca. 26 Std.) (NTG: Naturwissenschaftlichtechnologisches Gymnasium): Veresterung als reversible Reaktion (Kondensation und Hydrolyse), chemisches Gleichgewicht (kein MWG) [4] C 10.4 Reaktionsverhalten organischer Verbindungen (ca. 28 Std.), (SG, MuG, WSG 2) (SG: sprachliches Gymnasium, MuG: Musisches Gymnasium, WSG: Wirtschafts und Sozialwissenschaftliches Gymnasium): Veresterung als reversible Reaktion, chemisches Gleichgewicht (kein MWG) [5] C 12.1 Chemisches Gleichgewicht (ca. 18 Std.) C 12.2 Protolysegleichgewichte (ca. 18 Std.) C 12.3 Redoxgleichgewichte (ca. 27 Std.) [6] Die durchgeführten Experimente sind vor allem im Unterricht der 12. Jahrgangsstufe gut geeignet, da hier erstmals das Konzept des chemischen Gleichgewichts ausführlich thematisiert wird (MWG, Le Chatelier). Die Komplexität bei der Durchführung der Versuche ist gering und kann unter Beachtung der bestehenden Sicherheits und Laborverhaltensregeln von Schülern durchgeführt werden. 7. Literatur [1] C. E. Mortimer, U. Müller: Chemie Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Georg Thieme Verlag, Stuttgart, 2003, S , [2] A. F. Holleman, E. und N. Wiberg, Holleman Wiberg: Lehrbuch der anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter & Co., Berlin, 2007, S , S , S. 472, S , S [3] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenburg Schulbuchverlag, München, Düsseldorf, Stuttgart, 1995, S. 197, S. 200, S

6 [4] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid= (Stand: ) [5] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid= (Stand: ) [6] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid= (Stand: ) 6

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