Spontane Reaktionen - www-user

Chemie für Studierende der Biologie I Merkzettel V
Spontane Reaktionen
Spontane Reaktionen sind solche Reaktionen, die von selbst ablaufen. Dabei spielt
die Zeit keine Rolle, sondern nur die Tatsache, daß die Reaktion abläuft. Mit anderen
Worten: Das Rosten von Eisen ist eine spontane Reaktion, selbst wenn es eine
ganze Weile dauert. Andere spontane Reaktionen sind deutlich schneller. Das nennt
man dann Explosion.
Viele Reaktionen sind nur in eine Richtung spontan. Die Verbrennung von Benzin
Daniel Kühne, AG Wanczek
C 7 H 16 + 11 O 2
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7 CO 2 + 8 H 2 O
ist ein gutes Beispiel dafür, denn aus CO2 und Wasser wird leider spontan kein
Benzin entstehen. Der Grund hierfür ist, daß bei der Verbrennung von Benzin eine
große Menge an Energie (4.815 kJ/mol) frei wird.
Viele spontane Reaktionen laufen erst dann ab, wenn man ihnen eine geringe
Energiemenge zur Verfügung stellt. Diese Energiemenge, die sogenannte
Aktivierungsenergie, wird benötigt, um eine kleine Energiebarriere zu überwinden. So
entzündet sich Benzin nicht sofort, wenn es mit Sauerstoff in Berührung kommt. Zum
Entzünden ist z.B. ein kleiner Funke vonnöten, der im Auto von der Zündkerze zur
Verfügung gestellt wird. Die Reaktion ist aber trotzdem spontan, d.h. sie hat eine
natürliche Neigung abzulaufen.
Abb. 1: Energiediagramm (1)
Die Aktivierungsenergiebarriere läßt sich durch Katalysatoren absenken.

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Irreversible und reversible Reaktionen
Irreversible Reaktionen sind solche Reaktionen, die spontan nur in eine Richtung
ablaufen, während reversible Reaktionen in beide Richtungen ablaufen können. Von
Natur aus entscheidet die Energiedifferenz zwischen den Ausgangsstoffen (Edukten)
und den Produkten, ob eine Reaktion reversibel ist oder nicht. Ist diese
Energiedifferenz zu groß, ist die Reaktion irreversibel.
Daneben kann eine reversible Reaktion aus ganz praktischen Gründen irreversibel
werden:
• Eines oder mehrere Produkte sind gasförmig und entweichen. Sie stehen
damit für die Rückreaktion nicht zur Verfügung.
• Eines oder mehrere Produkte sind schwerlösliche Feststoffe, die sich als
Bodensatz absetzen. Damit stehen sie für die Reaktion ebenso wenig zur
Verfügung.
• In der chemischen Produktion macht man aus reversiblen Reaktionen
irreversible, indem man eines oder mehrere Produkte aus dem
Reaktionskessel entnimmt. In der Biochemie ist das nicht anders, hier werden
z.B. Reaktionsprodukte an Proteine gebunden, so daß sie nicht mehr zurück
reagieren können.
Das chemische Gleichgewicht
Das chemische Gleichgewicht macht Aussagen über die Verteilung von Edukten und
Produkten in einem Reaktionsgemisch bei reversiblen Reaktionen.
Wichtig: Das chemische Gleichgewicht ist ein dynamisches Gleichgewicht, kein
statisches.
Abb. 2: Statisches Gleichgewicht (2)
Die beiden Aquarien in Abb. 3 befinden sich in einem dynamischen Gleichgewicht,
d.h. im zeitlichen Mittel befinden sich in beiden Becken gleich viele weiße und
schwarze Fische. Dabei sind die Fische nicht an ein Becken gebunden, sondern
schwimmen hin und her. Würde man einen einzelnen Fisch beobachten, wäre er die
Hälfte der Zeit in dem einen Becken, die andere in dem anderen Becken. Dabei sind
natürlich etwaige soziale Faktoren – wie Schwarmverhalten – außer acht zu lassen.
Daniel Kühne, AG Wanczek
Abb. 3: Dynamisches Gleichgewicht (3)
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Das Fischgleichgewicht könnte man übrigens stören, indem man in das eine Becken
Futter wirft.
Für die reversible chemische Reaktion bedeutet das, daß genau so viel
Eduktmoleküle zu Produktmolekülen reagieren, wie Produktmoleküle zu
Eduktmolekülen. Die Geschwindigkeit der Hinreaktion ist in diesem Fall genauso
groß wie die Geschwindigkeit der Rückreaktion.
Im Gleichgewicht kommt die Reaktion also nicht zum Stillstand, sondern es
ändert sich lediglich die absolute Zahl der beteiligten Moleküle nicht mehr.
Das Massenwirkungsgesetz
Um das chemische Gleichgewicht quantitativ zu beschreiben, wendet man das
Massenwirkungsgesetz (MWG) an.
Die Gleichgewichtskonstante K ist der Quotient aus Produkt- und
Eduktkonzentrationen:
Daniel Kühne, AG Wanczek
K =
[ Produkt1
] ⋅[
Produkt 2 ]
[ Edukt ] ⋅[
Edukt ]
1
Bei Gasen kann man statt der Konzentrationen die Partialdrücke einsetzen. Der
Partialdruck eines Gases ist der anteilige Druck, den das Gas am Gesamtdruck hat
(nach dem Daltonschen Gesetz sind Partialdrücke additiv).
Die Gleichgewichtskonstante ist temperaturabhängig. Bei Gasen spielt auch der
Druck eine Rolle. Katalysatoren hingegen beeinflussen lediglich die Geschwindigkeit
der Gleichgewichtseinstellung, nicht die Gleichgewichtslage selbst.
Mit Hilfe das Massenwirkungsgesetzes lassen sich einige Dinge berechnen:
1. Hat man ein Reaktionsgemisch, das sich im chemischen Gleichgewicht
befindet, und kennt man die Konzentrationen der in der Mischung befindlichen
Reaktionspartner, so kann man die Gleichgewichtskonstante berechnen.
2. Hat man nur die Gleichgewichtskonstante, so kann man vorhersagen, in
welchem Verhältnis sich Produkte und Edukte im chemischen Gleichgewicht
befinden werden.
3. Hat man die Gleichgewichtskonstante und z.B. die Eduktkonzentrationen im
Gleichgewicht, so kann man daraus die Produktkonzentrationen im
Gleichgewicht berechnen.
4. Hat man die Gleichgewichtskonstante und sämtliche Konzentrationen im
Gemisch, so kann man ausrechnen, ob sich das System im chemischen
Gleichgewicht befindet. Wenn nicht, kann man vorhersagen in welche
Richtung die Reaktion ablaufen wird.
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Eine Übung zu jedem Punkt:
1. Wasserstoffgas H2 und gasförmiges Iod I2 reagieren bei 448°C zu
Iodwasserstoff HI. Nachdem sich das Gleichgewicht eingestellt hat, findet man
folgende Konzentrationen: [H2] = 0,46 mol/l, [I2] = 0,39 mol/l und [HI] = 3,0
mol/l. Berechne daraus die Gleichgewichtskonstante bei 448 °C.
2. Mit dieser berechneten Gleichgewichtskonstante können wir nun allgemein
das Verhältnis von Produkten zu Edukten bei dieser Reaktion bei 448°C
vorhersagen.
3. Wir betrachten wieder Reaktion 1. Diesmal haben wir [H2] = 0,50 mol/l und
[I2] = 0,50 mol/l sowie die berechnete Gleichgewichtskonstante. Jetzt können
wir die Endkonzentration von HI berechnen.
4. Wieder betrachten wir Reaktion 1, diesmal mit folgenden Konzentrationen:
[H2] = 3,0 mol/l, [I2] = 20,0 mol/l und [HI] = 1,5 mol/l. Wir kennen die
Gleichgewichtskonstante. Ist das System im Gleichgewicht? In welche
Richtung wird es reagieren?
Im vierten Beispiel wird der Reaktionsquotient Q berechnet, indem man einfach alle
Konzentrationen in das MWG einsetzt und den Quotienten ausrechnet. Anschließend
vergleicht man den Reaktionsquotienten Q mit der Gleichgewichtskonstanten K:
1. Fall Q = K: Das System ist im Gleichgewicht und stabil.
2. Fall Q > K: Die Produktkonzentration ist zu groß. Die Rückreaktion ist
begünstigt.
3. Fall Q < K: Die Produktkonzentration ist zu klein. Die Hinreaktion ist
begünstigt.
Quellen
1. www.wwnorton.com/
2. http://www.sofweb.vic.edu.au/
3. Dickerson, R.E.; Gray, H.B.; Darensbourg, M.Y.; Darensbourg, D.J.;
Prinzipien der Chemie, de Gruyter, Berlin, New York (1988)
Auch interessant in diesem Zusammenhang:
http://www.sfu.ca/person/lower/Chem1Text/equilibrium/
http://www.ucdsb.on.ca/tiss/stretton/chem2/equilibx.htm
Daniel Kühne, AG Wanczek
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