es seien A, B, die Edukte; C, D die Produkte und a, b, c, d die jeweiligen stöchiometrischen Koeffizienten

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Sommersemester Betreuung: Dr. M. Andratschke Referent: Eisenkrämer, Tobias; Rogoll, Christian Das chemische Gleichgewicht Ein chemisches Gleichgewicht ist eine reversible Reaktion, bei der die Produkte ebenso schnell wie die Edukte gebildet werden. Das bedeutet, wenn sich eine Reaktion im chemischen Gleichgewicht befindet, ist die Hinreaktion genauso schnell, wie die Rückreaktion. Somit handelt es sich um einen dynamischen Zustand und nicht etwa um einen statischen, wie man es vom Gleichgewicht Waage kennt. Eine solche Reaktion wird mit einem Doppelpfeil gekennzeichnet. Herleitung des Massenwirkungsgesetzes über das chemische Gleichgewicht Wir betrachten folgende allgemeine reversible Reaktion: es seien A, B, die Edukte; C, D die Produkte und a, b, c, d die jeweiligen stöchiometrischen Koeffizienten Aus der Thermodynamik ist uns bekannt, dass für die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion folgende Bedingungen gelten: es sei die Konzentration von X und die jeweilige Geschwindigkeitskonstante Zuerst werden nun die Produkte C und D gebildet. Sobald jedoch die ersten Moleküle C, D vorhanden sind, beginnt auch die Rückreaktion zu A, B. Dabei nimmt die Geschwindigkeit der Hinreaktion ab und die der Rückreaktion zu, da die Konzentrationen der Edukte kleiner und die der Produkte größer werden. Nach einer gewissen Zeit stellt sich das chemische Gleichgewicht ein. Nun werden die Edukte im selben Maß wie die Produkte gebildet, oder anders ausgedrückt, die beiden Reaktionsgeschwindigkeiten sind gleich: Das Massenwirkungsgesetz (MWG) wird durch die Gleichgewichtskonstante beschrieben. Diese ist als Quotient der Geschwindigkeitskonstanten definiert. Es muss nun lediglich obige Gleichung umgestellt werden: Der Wert von Q im Vergleich zu gibt an, auf welcher Seite der Reaktion sich das das Gleichgewicht befindet. Ist z. B. Q (das ist der experimentell bestimmte Reaktionsquotient) größer als befindet sich das Gleichgewicht auf der Seite der Produkte, so dass die Reaktion von rechts nach links abläuft, bis Q = Gleichgewicht) erreicht ist. [1],[2] 1

2 Das Prinzip von Le Chatelier Das Prinzip von Le Chatelier wird auch das Prinzip des kleinsten Zwangs genannt und ist 1885 von Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun entwickelt worden. Sie haben es folgendermaßen definiert: Übt man auf ein chemisches System im Gleichgewicht einen Zwang aus, so reagiert es so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird. Dies bedeutet, dass die Lage des Gleichgewichts immer auf die Seite verschoben wird, bei der die Auswirkung des Zwanges minimal wird. Das Gleichgewicht ist von Druck, Temperatur und Konzentration der Pro- und Edukte abhängig. Somit ergeben sich folgende sechs Möglichkeiten: 1. Druckveränderung Druckerhöhung -> Gleichgewichtslage verschiebt sich auf die Seite mit dem niedrigeren Volumen Druckerniedrigung -> Gleichgewichtslage verschiebt sich auf die Seite mit dem größeren Volumen 2. Temperaturveränderung Temperaturerhöhung -> begünstigt den endotherm verlaufenden Vorgang Temperaturerniedrigung -> begünstigt den exotherm verlaufenden Vorgang 3. Konzentrationsveränderung Konzentrationserhöhung der Edukte -> Verschiebung des Gleichgewichtes auf Seite der Produkte Konzentrationserniedrigung der Edukte -> Verschiebung des Gleichgewichtes auf Seite der Edukte (Analog für Produkte) [1],[2] Einfluss von Katalysatoren Gibt man zu einer Gleichgewichtsreaktion einen Katalysator hinzu, so ändert dieser die Lage des Gleichgewichts nicht. Er erniedrigt die Aktivierungsenergie und beschleunigt somit die Hin- und Rückreaktion. Die Gleichgewichtslage stellt sich schneller ein [1],[2] Versuche 1. Verschiebung der Gleichgewichtslage durch Konzentrationsänderung [1, 3] - Erlenmeyerkolben 250 ml - Spatel - Pipette - Kaliumchromat (K 2 CrO 4 ) - Schwefelsäure (2 M) (H 2 SO 4 ) - Natriumhydroxid-Schuppen (NaOH) - destilliertes Wasser (H 2 O) In einen 250 ml Erlenmeyerkolben wird ein wenig Chromatsalz in destilliertem Wasser gelöst. Zu dieser Lösung wird eine Pipette voll Schwefelsäure zugetropft. Anschließend werden einige NaOH-Schuppen zugegeben. 2

3 Beobachtung: Die Chromatlösung besitzt eine gelbe Farbe. Nach Zugabe der Schwefelsäure, färbt sich diese orange. Durch die NaOH-Schuppen nimmt die Lösung eine hellgelbe Farbe an. Chromat- und Dichromationen (CrO 7 2- ) stehen in einem chemischen Gleichgewicht: Durch Zugabe der Schwefelsäure erhöht sich die Konzentration der Oxoniumionen (H 3 O + ) und somit verschiebt sich die Gleichgewichtslage auf die Seite der Dichromationen, um die Konzentrationserhöhung auszugleichen. Die Hydroxidionen (OH - ) die durch NaOH zugegeben werden, reagieren mit den Oxoniumionen zu Wasser, somit entstehen ein Überschuss an Wasser und ein Mangel an H 3 O +. Dadurch verschiebt sich die Lage des Gleichgewichts zurück auf die Seite der Chromationen. [1], [3] 2. Verschiebung der Gleichgewichtslage durch Temperaturänderung [4-6] - Großes Reagenzglas - Becherglas 400 ml - Pipette - Bunsenbrenner - Stärkelösung (Amylose (C 6 H 10 O 5 ) n und Amylopektin (C 6 H 10 O 5 ) n in H 2 O) - Iod-Kaliumiodid-Lösung (I 2, KI) (KI 3 ) - Eiswasser (H 2 O) Die Stärkelösung wird in das große Reagenzglas gegeben, bis dieses etwa 3 cm hoch gefüllt ist. Anschließend werden wenige Tropfen der Iod-Kaliumiodid Lösung zugegeben, bis sich eine blaue Färbung erkennen lässt. Das Reagenzglas wird über dem Bunsenbrenner erhitzt, bis sich die Lösung entfärbt hat, und dann in ein Eiswasserbad gestellt. Beobachtung: In der Hitze entfärbt sich die blaue Stärkelösung und nimmt die Farbe in der Kälte wieder an. In die Amylose der Stärke, die aus Amylose und Amylopektin besteht, lagern sich Polyiodid-Ketten ein, deren primäre Substrukturen aus I und I 3 - -Untereinheiten bestehen: Außerdem sollen auch die Spezies I 3-9, I 3-11, I 3-13 und I 3-15 vorliegen. In der Amylose-Iod- Iodid-Lösung existieren die Polyiodide in der Amylose-Helix im Gleichgewicht mit Iod und Iodid. Die gebildeten Komplexe (schematisch, s. Abb. 1) sind für die blaue Farbe der Lösung Abb. 1: Iodverantwortlich. Amylose-Komplex 3

4 Die Bildung dieser ist exotherm und somit lässt sich der Versuch vereinfacht folgendermaßen erklären: Bei Erhitzen der Lösung wird das Gleichgewicht auf die Edukt-Seite verschoben und somit entfärbt sich diese. Beim Abkühlen wird dieser Prozess rückgängig gemacht und die Lösung nimmt erneut die blaue Farbe an. 3. Verschiebung der Gleichgewichtslage durch Druckveränderung [5, 7, 8] - Becherglas 200 ml - Spritze 60 ml mit Luer-Lock-Verschluss - Bromthymolblau (C 27 H 28 Br 2 O 5 S) - Mineralwasser mit Kohlensäure (H 2 O mit H 2 CO 3 ) Das 200 ml Becherglas wird etwa 2 cm hoch mit Mineralwasser gefüllt und anschließend mit wenigen Tropfen Bromthymolblau versetzt. In eine 60 ml-spritze werden etwa 5 ml der Lösung eingefüllt und luftdicht verschlossen. Dann wird ein Unterdruck erzeugt und geschüttelt. Anschließend drückt man den Stempel wieder in die Spritze zurück. Beobachtung: Bei Zugabe von Bromthymolblau färbt sich das Mineralwasser gelb. Erzeugt man einen Unterdruck wird dieses blau. Bei Normaldruck entsteht wieder die gelbe Farbe. Umschlagsbereich von Bromthymolblau: ph = 6,0 7,6; von gelb (im sauren Bereich) auf blau (im basischen Bereich). [8] Kohlensäure und Kohlenstoffdioxid (CO 2 ) stehen in chemischen Gleichgewichten: H 2 CO 3 H + + HCO 3 - (1) Bromthymolblau färbt Mineralwasser gelb, da dieses durch die Kohlensäure angesäuert ist (Gleichung 1). Vermindert man den Druck verschiebt sich die Gleichgewichtslage zu Seiten der Produkte, da die CO 2 -Moleküle, im Vergleich zu H 2 CO 3, das größere Volumen einnehmen. Bei Normaldruck kehrt die Lage des Gleichgewichts wieder zum Anfangspunkt zurück. Lehrplanbezug - Jahrgangsstufe 10 NTG : 10.2 Sauerstoffhaltige organische Verbindungen (ca. 26 Std.) Veresterung als reversible Reaktion (Kondensation und Hydrolyse) chemisches Gleichgewicht (kein MWG) [9] - Jahrgangsstufe 10 SG : 10.4 Reaktionsverhalten organischer Verbindungen (ca. 28 Std.) Veresterung als reversible Reaktion chemisches Gleichgewicht (kein MWG) [10] 4

5 - Jahrgangsstufe 12: 12.1 Chemisches Gleichgewicht (ca. 18 Std.) dynamisches Gleichgewicht: Hin- und Rückreaktion Massenwirkungsgesetz und Gleichgewichtskonstante Kc Störung des Gleichgewichts; Prinzip von Le Chatelier - Jahrgangsstufe 12: 12.2 Protolysegleichgewichte (ca. 18 Std.) - Jahrgangsstufe 12: 12.3 Redoxgleichgewichte (ca. 27 Std.) [11] Abkürzungen: NTG: naturwissenschaftlich-technologisches Gymnasium, SG: sprachliches Gymnasium Quellen Abbildungen und Reaktionsgleichungen (sofern nicht anders gekennzeichnet) wurden mit Perkin Elmers, ChemBioDraw Ultra, Version , CambridgeSoft erstellt. Literatur: [1] A. F. Holleman, E. & N. Wiberg; Lehrbuch der anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter & Co., Berlin, 2007, S ; ; [2] C. E. Mortimer, U. Müller; Chemie Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Georg Thieme Verlag, Stuttgart, 2003, S. 281; 284; [3] E. Schweda, J. Strähle; Jander/Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16., überarbeitete Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 2006, S. 428 [4] H. Stapf, A. Hradetzky; Chemische Schulversuche Teil 3, 4. Auflage, Volk und Wissen Volkseigener Verlag Berlin, Berlin, 1971, S. 214, 215 [5] T. Berthold, R. Freud et al.; Chemie? aber sicher! Experimente kennen und kennen, 3. erweiterte und durchgesehene Auflage, Akademie für Lehrerfortbildung und Personalführung (ALP), Dillingen, Oktober 2013, S. 19_15, 22_3, 22_4 [6] X. Yu, C. Houtman, R. H. Atalla; The Complex of Amylose and iodine, Carbohydrate Research 292, Elsevier Science Ltd, Amsterdam, 1996, S [7] G. v. Borstel, A. Böhm, A. Bindl, S. Schumacher; Le Chatelier einmal anders, Naturwissenschaften im Unterricht Chemie, Heft 96, Pädagogische Zeitschriften Friedrich in Veriber in Zusammenarbeit mit Klett, Seelze, 2006, S. 36 [8] H. Müller-Dolezal, F. Schmidt, R. Stoltz et al.; Houben-Weyl Methods of Organic Chemistry Vol. III/2, Physical Methods 2, 4. Auflage, Georg Thieme Verlag, Stuttgart, 1955, S. 115 Internet: G8 Chemie Lehrpläne, ISB Bayern: [9] 10 NTG : lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=26225 (Stand: ) [10] 10: lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=26226&phpsessid=4205 baa4a8db0c10dab555ed6c54df18 (Stand: ) [11] 12: lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?storyid=26195 (Stand: ) 5