Das Chemische Gleichgewicht - Institut für Anorganische Chemie

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Beispiel: Disproportionierungsreaktion von H 2
O 2
:
↪ −R ⋅ T ⋅ ln K = 1, 95 ⋅ 10 5
2 H 2
O 2
⇌ 2 H 2
O + O 2 ∆G = −195 kJ
mol
J
mol
↪ ln K = 1,95⋅105 J⋅K⋅mol
8,314 J⋅298 K⋅mol = 78, 7
↪ K = 1, 5 ⋅ 10 34
Diese stark exergonische Reaktion läuft unter staubfreien, leicht sauren Bedingungen nicht
ab, sondern startet erst in Gegenwart von Metallsalzen.
Erklärung: Damit eine Reaktion zustande kommt, müssen Bindungen geknüpft, andere
Bindungen gebrochen werden. Dazu ist zunächst eine Energiezufuhr, die sog. Aktivierungsenergie
nötig. Genügt die Umgebungswärme zur Aktivierung, läuft die Reaktion
sogleich nach Zusammengabe der Reaktionspartner ab. Ist die Energiebarriere (d.h.
der Punkt höchster Energie auf dem energetisch günstigsten Weg vom Edukt zum
Produkt) verhältnismäßig hoch, dann läuft auch eine stark exergonische Reaktion
nicht von selbst ab (s. Abbildung, nachfolgende Seite).
Bei einer bestimmten gegebenen Temperatur T liefert die Umgebung eine Wärmeenergie
von E = 1 2 ⋅ R ⋅ T kJ
mol
(mit E = 1 2 ⋅ k ⋅ T und k = R N A
). Ist ∆G ‡ wesentlich größer wird
die Reaktion nicht ablaufen, auch wenn ∆G sehr negativ ist. Allerdings gibt es Stoffe,
die als Aktivatoren dienen und eine solche Reaktion ermöglichen: die Katalysatoren. Ein
Katalysator beschleunigt eine Reaktion, durch Öffnung von Reaktionswegen mit geringerer
Aktivierungsenergie (s. Abbildung, gestrichelte Linie). Die relative Lage der Edukte
und Produkte auf der Energieskala und damit die Lage des Gleichgewichts wird dadurch
allerdings NICHT verändert. Umgekehrt gibt es auch Stoffe, die eine bei Raumtemperatur
begünstigte Reaktion unterdrücken, indem Sie beispielsweise notwendige Zwischenprodukte
abfangen etc. Diese Stoffe werden dann Inhibitoren genannt.