Das Chemische Gleichgewicht - Institut für Anorganische Chemie

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6 1.4 Veränderungen der Lage des Gleichgewichts Es ist möglich durch Modifizierung der äußeren Bedingungen, namentlich Konzentration, Temperatur und bei Gasreaktionen auch Druck, die Lage des Gleichgewichts in eine gewünschte Richtung zu verändern. 1.4.1 Abhängigkeit des Gleichgewichts von der Konzentration Für eine Reaktion des Typs a A + b B ⇌ c C + d D lautet das Massenwirkungsgesetz: K = [C]c ⋅[D] d [A] a ⋅[B] b = const. bei konstantem Druck und Temperatur Frage: Wie kann bei K < 1 (endergonische Reaktion) die Ausbeute (und damit die Konzentration) an C und D nur durch Konzentrationsänderungen erhöht werden? Hierzu gibt es zwei Möglichkeiten: 1. Erhöhung der Konzentration von A und/oder B, dadurch werden dann auch die Konzentrationen von C und D größer: [C] c ⋅ [D] d = K ⋅ [A] a ⋅ [B] b ; sog. ”Drücken des Gleichgewichts” 2. Die im Reaktionsraum bzw. -medium verbleibende (gelöste) Menge, sprich die Konzentration an C und D verringern; sog. ”Ziehen des Gleichgewichts” Diese Methode funktioniert fast automatisch, wenn C oder D leicht flüchtig sind und während der Reaktion (z. B. als Gase) entweichen, oder schwer löslich sind und aus dem Reaktionsmedium ausfallen. Beispiele für das ”Ziehen des Gleichgewichts”: K 2 CO 3 + 2 HCl ⇌ 2 KCl + H 2 O + CO 2 ↑ Prinzip des CO 2– 3 -Nachweises Na 2 SO 3 + 2 HOAc ⇌ 2 NaOAc + SO 2 ↑ + H 2 O HOAc = Essigsäure, OAc = Acetat NH 4 Cl + NaOH ⇌ NaCl + H 2 O + NH 3 ↑ Prinzip des NH + 4 -Nachweises KCN + HCl ⇌ KCl + HCN ↑ sehr giftig SO 2 Cl 2 + H 2 O ⇌ SO 3 + 2 HCl ↑ Einsatz als Trocknungsmittel Na 2 CO 3 + BaCl 2 ⇌ 2 NaCl + BaCO 3 ↓ Prinzip des CO 2– 3 -Nachweises Exergonische Reaktionen (∆G < 0 und daher K ≫ 1) werden eher durch niedrige Konzentrationen der Edukte erleichtert. Für Nachweisreaktionen später interessant, da diese überwiegend exergonische Reaktionen sind. Das Ziehen des Gleichgewichts funktioniert hierbei ebenso, ist aber nicht unbedingt nötig.
7 1.4.2 Abhängigkeit des Gleichgewichts von der Temperatur Exotherme Reaktionen setzen Energie in Form von Wärme frei, die wie ein Reaktionspartner aufgefasst werden muss: a A + b B ⇌ c C + d D + ∆Q mit ∆Q ≡ Wärmemenge, hier diejenige, die bei der Reaktion entsteht Das bedeutet durch Abgabe der Wärmeenergie an die Umgebung kann das Gleichgewicht ”gezogen” werden. Gibt man allerdings hierbei Wärmeenergie (durch Temperaturerhöhung) zu oder hindert die entstehende Reaktionswärme am Abfließen drückt man das Gleichgewicht auf die Seite der Edukte. Das Umgekehrte gilt für endergonische Reaktionen, da diese Energie benötigen, damit sie überhaupt ablaufen können: a A + b B + ∆Q ⇌ c C + d D mit ∆Q ≡ Wärmemenge, hier diejenige, die bei der Reaktion benötigt wird Erhöhung der Temperatur (und damit der Energie) verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der Produkte; Energieentzug bewirkt das genaue Gegenteil. Temperaturerhöhung: Begünstigung endothermer Reaktionen (hier: ∆G wird verringert, Spontaneität wird erhöht), Benachteiligung exothermer Reaktionen (hier: ∆G wird erhöht, Spontaneität wird verringert). Temperaturverringerung: Begünstigung exothermer Reaktionen (hier: ∆G wird verringert, Spontaneität wird erhöht), Benachteiligung endothermer Reaktionen (hier: ∆G wird erhöht, Spontaneität wird verringert). Konvention: Ist der Energiewert einer beschriebenen Reaktion mit negativem Vorzeichen versehen, so wird diese Energie bei der Reaktion abgegeben, bei positivem Vorzeichen wird die entsprechende Energiemenge benötigt. Beispiel: N 2 O 4 ⇌ 2 NO 2 ∆H = 57, 2 kJ mol für T = 373K(= 100 ○ C) ist [NO 2 ] > 89% für T = 300K(= 27 ○ C) ist [NO 2 ] ≈ 20% 1.4.3 Abhängigkeit des Gleichgewichts vom Druck Diese Abhängigkeit ist für Reaktionen wichtig, die mit einer starken Volumenänderung einhergehen, also hauptsächlich für Reaktionen in der Gasphase. Hierbei begünstigt ein hoher Druck Reaktionen, die mit der Verminderung der Teilchenzahl und damit der Verminderung des Volumens einhergehen, Druckverminderung bewirkt das genaue Gegenteil. [Zur Erinnerung: Eine bestimmte Teilchenanzahl eines Gases nimmt bei einem vorgegebenen Druck und einer vorgegebenen Temperatur immer das gleiche Volumen ein, z.B. 1 mol eines Gases nimmt bei Standardbedingungen (1013 HPa, 298 K) ein Volumen von 22,4 l ein.]
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