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Chemische Reaktion

Synonym: Stoffumwandlung
Englisch: chemical reaction

1 Definition

Eine chemische Reaktion ist ein Prozess, bei dem aus mindestens 2 Ausgangssubstanzen (Edukten) ein oder mehrere, von diesen Ausgangssubstanzen verschiedene Produkte entstehen. Eine Umwandlung von Elementen in Verbindungen und umbekehrt erkennt man daran, dass sich die chemischen und physikalischen Eigenschaften der beteiligten Stoffe ändern. Chemische Reaktionen sind somit Stoffumwandlungen.

2 Chemische Reaktionen

Bewegt man sich im Bereich der anorganischen Chemie (Mineralien), so gehen viele chemische Reaktionen von den Elementen und deren Ionen aus. Folglich werden vier Reaktionstypen mit je einem Beispiel für Reaktionen unter Beteiligung von Ionen (1.-3.) oder von Elementen (4.) aufgeführt:

1. Säure-Base-Reaktion:
2. Fällungs-Reaktion:
3. Metallkomplex-Reaktion:
4. Redox-Reaktion:
HCl
Ag+
CuSO4
2 H2
+
+
+
+
NaOH
Cl-
4 NH3
O2



NaCl + H2O
AgCl↓
[Cu(NH3)4]SO4
2 H2O

2.1 Reaktionsgleichung

Findet eine chemische Reaktion statt, so wird diese durch eine Gleichung - auch Reaktionsgleichung genannt, beschrieben. Wie schon oben aufgelistet, werden die Symbole und Formeln der Elemente und Verbindungen, die an einer Reaktion beteiligt sind, so aufgeschrieben, dass links die Ausgangsstoffe, Edukte und rechts die daraus resultierenden Stoffe, Produkte, stehen. Die Reaktionsrichtung (Richtung, in der die Reaktion abläuft) wird durch einen Pfeil markiert, der zwischen Edukte und Produkte gesetzt wird. Zu beachten ist, in welcher Umgebung diese chemische Reaktion abläuft. Solange das Lösungsmittel, in der die Reaktion stattfindet, nicht teilnimmt, muss es in der chemischen Gleichung auch nicht aufgeführt werden. Fehlen Angaben zum Lösungsmittel, so wird entweder keines benötigt oder die Reaktion läuft in Wasser ab.

3 Gesetzmäßigkeiten

Werden chemischen Gleichungen niedergeschrieben, müssen folgende Gesetzmäßigkeiten eingehalten werden.

3.1 Massenerhaltungssatz

Knallgasreaktion:
2 H2
+
O2
2 H2O
+ Energie

Betrachten wir die obige Knallgasreaktion etwas genauer: Drückt man diesen Ablauf in Worten aus, so kann man fesstellen, dass zwei Moleküle Wasserstoff und ein Molekül Sauerstoff unter der Bildung von zwei Molekülen Wasser reagieren. Die jeweiligen Zahlen, die vor der den Formeln stehen (z.B. 2 H2O) werden als Koeffizienten bezeichnet und geben die Zahl der reagierenden Moleküle einer Sorte an. Das Resultat, dass bei der vorhergehenden Reaktion Energie frei wird, lassen wir vorerstmal außer Acht. Um diese Gleichung richtig niederzuschreiben, muss man vorab wissen, dass die Elemente Wasserstoff und Sauerstoff bei Raumtemperatur (77° F, 25° C) gasförmig und molekular als H2 bzw. O2 vorliegen. Zudem sollte man wissen, dass Wasser aus zwei H-Atomen und einem O-Atom besteht. Es gilt generell, dass die Atome der Elemente im Verhältnis ganzer Zahlen zueinander stehen: am Beispiel Wasser somit im Verhältnis 2:1 (2 H-Atome, 1 O-Atom). Betrachtet man das Wort "Gleichung", so sieht man, dass darin das Wort "gleich" steckt. Das heißt, dass die Summe der Atome der Elemente auf der linken und rechten Seite gleich sein müssen. Folglich bedeutet das auch, dass die Summe der Massen auf beiden Seiten identisch sein muss. Somit bezeichnet man diese Gesetzmäßigkeit als Erhaltung der Masse.

3.2 Ladungserhaltungssatz

Ag+
Silber-Ion
+
Cl-
Chlorid-Ion
AgCl↓
Silberchlorid

Betrachten wir diese Reaktion, so besagt diese Reaktionsgleichung, dass ein Silber- und ein Chlorid-Ion zu dem schwer löslichen Salz Silberchlorid reagieren. Dieses fällt aus der wässrigen Lösung als Feststoff (Niederschlag) aus, was durch den senkrecht nach unten gerichteten Pfeil hinter dem AgCl ausgedrückt wird. Da das Zahlenverhältnis der Ionen zueinander definiert ist (hier 1:1), muss in diesem Fall nicht nur die Massenbilanz links und rechts des Reaktionspfeils übereinstimmen, sonder auch die Ladungsbilanz. Das heißt nichts anderes als, dass die Summe der Ladungen links und rechts gleich sein müssen. An diesem Beispiel sehen wir beim Silber-Ion, dass es einfach positiv geladen ist (da es einen Elektronenmangel besitzt), das Chlorid-Ion ist jedoch einfach negativ geladen (da es einen Elektronenüberschuss besitzt). Somit ist es logisch, dass das daraus resultierende Produkt natürlich elektronenneutral geladen sein muss. Folglich bezeichnet man diese Gesetzmäßigkeit als Erhaltung der Ladung.

3.3 Allgemein

Dass die Atome oder Ionen verschiedener Elemente in einem bestimmten Verhältnis zusammentreten, ist nicht dem Zufall überlassen. Zum chemischen Grundwissen gehört dazu, dass man weiß, dass beispielsweise Wasser die Summenformel H2O hat, Ammoniak NH3 oder Kohlendioxid CO2.

Da es Gesetzmäßigkeiten zum Aufbau de Elektronenhülle und bei der Ausbildung von chemischen Bindungen gibt, weiß man heute, wie es zu bestimmten Summenformeln kommt. So kann man zum Beispiel erklären, dass es neben CO2 auch noch das giftige Kohlenmonoxid CO gibt, jedoch kein CO3 oder gar CO4. Anfangs konnte man die Zahlenverhältnisse der beteiligten Elemente, die sich zu einer Verbindung zusammenfinden, nur in Experimenten herausfinden. Dies resultierte aus der sorgfältigen Bestimmung der Massen- und Ladungsbilanz einer Reaktion. Daraus stammen die Reaktionsgleichungen.

4 Stöchiometrische Berechnung

Wie schon beschrieben, gibt die Reaktionsgleichung Auskunft über die Zahlenverhältnisse der Teilchen (Atome, Ionen, Moleküle), die als Edukte eingesetzt werden und als Produkt aus der Reaktion folglich hervorgegangen sind. Wir können auch Massen und Volumina der beteiligten Stoffe ausrechnen, da jedes Teilchen eine spezifische Masse hat und die Summen der Massen links und rechts übereinstimmen müssen (Massenerhaltungssatz). Zudem wissen wir auch, dass für die Quantifizierung die wichtigste Rechengröße die Stoffmenge n mit der Bezeichnung Mol ist. Nochmals kurz angesprochen: Gleiche Stoffmengen verschiedener Stoffe enthalten die idente Anzahl an Teilchen.

4.1 Beispiel Knallgasreaktion

Die molaren Massen (Mm) ergeben sich durch die Addition der Atommassen (H = 1 g/mol, O = 16 g/mol). Die Zahlenwerte werden aus dem Periodensystem der Elemente entnommen. Bei der Knallgasreaktion sind die Edukte gasförmig (g), das Produkt jedoch flüssig (l).

Reaktionsgleichung:
Molangaben:
Massenangaben:
Volumenangaben:
2 H2 (g)
2 mol H2
4 g H2
44,8 L H2
+ O2
1 mol O2
32 g O2
22,4 L O2



2 H2O (l)
2 mol H2O
36 g H2O
36 mL H2O

Diese Berechnung ist eine sogenannte Dreisatzaufgabe, wie man sie aus der Mathematik kennt. Man vergleicht das aus der Reaktionsgleichung gegebene Massenverhältnis H2 : H2O mit dem gesuchten (x : 1). Zudem muss man wissen, dass das Molvolumen eines Gases unter Normalbedingungen 22,4 L beträgt. Folglich ist der Rechenweg in einzelnen Schritten erklärt:

Massenberechnung: 4 g H2 ÷ 36 g H2O = x g H2 ÷ 1 g H2O
x = 4 g · 1 g ÷ 36 g = 0,11 g H2
Volumenberechnung: 2 g H2 = 22,4 L H2
0,11 g H2 = 22,4 L ÷ 2 g · 0,11 g = 1,23 L H2
Ergebnis: Es werden 0,11 g H2 (= 1,23 L H2) benötigt.

4.2 Beispiel Säure-Base-Reaktion

Anhand der unten stehenden Säure-Base-Reaktion soll ausgerechnet werden, wie viele Gramm NaOH (Natriumhydroxid) nötig sind, um 10 g NaCl (Kochsalz) herzustellen. Bei Salzen gibt es keine Molekülmasse im eigentlichen Sinn. Man verwendet deshalb die Formelmasse:

Reaktionsgleichung: HCl + NaOH NaCl + H2O
Molangaben: 1 mol HCl + 1 mol NaOH 1 mol NaCl + 1 mol H2O
Massenangabe: 36,5 g HCl + 40 g NaOH 58,5 g NaCl + 18 g H2O

Es ist wichtig zu wissen, dass 1 mol NaOH (23 + 16 + 1 = 40 g) zu 1 mol NaCl (23 + 35,5 = 58,5 g) führt. Durch erneutes Anwenden des Dreisatzes lässt sich die für 10 g NaCl erforderliche Menge NaOH (x g) errechnen:

Berechnung: 40 g NaOH ÷ 58,5 g NaCl = x g NaOH ÷ 10 g NaCl
x = 40 g · 10 g ÷ 58,5 g = 6,84 g NaOH
Ergebnis: Es werden 6,84 g NaOH benötigt.

4.3 Stoffmengenkonzentration

Die meisten Stoffumwandlungen laufen in einer homogenen Lösung ab. Will man jedoch wissen, in welchem Mol-Verhältnis die Stoffe vorgelegen haben, muss man die eingesetzten Volumina der Lösungen und ihre jeweiligen Konzentrationen kennen. Es ist ein Konzentrationsmaß notwendig - eine Angabe, welche Menge eines Stoffes pro Volumen gelöst ist. Üblicherweise wird in der Chemie die Stoffmengenkonzentration (c) oder die Massenkonzentration verwendet.

4.3.1 Beispiel

HCl (Chlorwasserstoff) hat bekanntlich eine Molekülmasse von 36,5 g/mol. 36,5 g HCl in so viel Wasser gelöst, dass genau 1 Liter Salzsäure entsteht, ergeben somit eine 1 molare (Abkürzung: 1 M) Lösung: c(HCl) = [HCl] = 1 mol/L. Wichtig ist jedoch, dass man beachtet, dass man weniger als 1 Liter Wasser zur Herstellung von 1 Liter Lösung benötigt, da die 36,5 g HCl auch einen Teil des Volumens einnehmen.

4.4 Massenkonzentration

Im Gegensatz zur Stoffmengenkonzentration wird die Massenkonzentration in g/l oder gar kleineren Einheiten (mg/l, µg/l, ng/l) angegeben. Will man den Massenanteil in einer Lösung berechnen, so wird dieser häufig in Gewichtsprozenten (w/w) angegeben. Sind zwei Flüssigkeiten vorhanden, verwendet man auch den Volumenanteil (x mL der Flüssigkeit A in 100 ml Lösung). Diese Angabe erfolgt dimensionslos (x/100). Häufiger jedoch findet man Angaben in Volumenprozent. Dies ist dann der Fall, wenn man einen Wert x bezogen auf 100 ml in Prozent (Vol.-%) angibt. Man ergänzt diese Angabe durch den Hinweis v/v.

4.4.1 Beispiel

Liegt eine 15%ige (w/w) Salzsäurelösung vor, bedeutet das, dass 15 g HCl in 100 g der Lösung enthalten sind. Da die Dichte dieser Lösung nicht 1 g/ml entspricht, liegen folglich nicht genau 100 ml der fertigen Lösung vor.

4.5 Umrechnung Masse/Stoffmenge

Will man die Masse m eines bekannten Stoffes in g (Gramm) in eine Stoffmenge n umrechnen, muss man folgende Formel beachten:

Stoffmenge n (mol) = Masse m (g) ÷ molare Masse Mm (g/mol)

4.5.1 Beispiele

1. Es soll ausgerechnet, wie viele Mol in 15 g HCl enthalten sind.
Atommassen: Mm (H) = 1 g/mol, Mm (Cl) = 35,5 g/mol Molare Masse von HCl: Mm (HCl) = 36,5 g/mol

Berechnung: n = m ÷ Mm
Ergebnis: n = 15 g ÷ 36,5 g · mol-1

2. Es soll ausgerechnet werden, wie viel Gramm NaCl 1 Liter 0,3 M NaCl-Lösung enthält. Molare Formelmasse von NaCl: Mm (NaCl) = 58,5 g/mol

Berechnung: 0,3 mol = m ÷ 58,5 g · mol-1
m = 0,3 mol · 58,5 g/mol = 17,55 g
Ergbnis: 1 Liter einer 0,3 M NaCl-Lösung enthält 17,55 g NaCl.

5 Energetik

Bei einer chemischen Reaktion ändern sich nicht nur die Eigenschaften der Stoffe, sondern auch ihre Energiegehalte. Will man die Richtung einer Stoffumwandlung vorhersagen, so ist dies nur möglich, wenn man die Änderungen in der Energie der beteiligten Systeme beachtet. Abhängig ist der Energiegehalt von Stoffen von bestimmten physikalisch-chemischen Parametern wie Druck, Temperatur, Volumen etc. unter denen eine Reaktion abläuft. Dieses Thema wird in einer eigenen Lehre abgehandelt, die als Thermodynamik bezeichnet wird. Besondere Beachtung verdient dieses Thema deshalb, da gerade die natürlichen Lebensprozesse auf Reaktionskaskaden aufsetzen, in denen die den Stoffen innewohnende Energie maximal ausgenutzt wird. Ohne das Einbeziehen der Energetik sind sie nicht nachvollziehbar.

5.1 Erster Hauptsatz

Es ist unmöglich, dass Energie aus dem Nichts erzeugt werden kann oder im Nichts verschwindet. Möglich sind jedoch lediglich Umwandlungen von einer Energieform in eine andere (Erster Hauptsatz der Thermodynamik). Somit geht Energie niemals verloren. Verläuft eine Reaktion unter der Abgabe von Energie, so ist diese entweder in einem Produkt gespeichert oder sie wird an die Umgebung abgegeben (beispielsweise als Wärme).

Wird beim Ablaufen einer Reaktion jedoch Energie verbraucht, so wird diese der Umgebung entzogen. Es muss jedoch darauf geachtet werden, dass unter Energie nicht nur Reaktionswärme (Reaktionsenthalpie) verstanden werden darf, sondern es gibt auch andere Formen von Energie wie z.B. kinetische Energie. Heutzutage wird die Einheit Joule verwendet. Bezüglich des Vorzeichens hat man festgelegt, dass die Freisetzung von Energie durch ein negatives Vorzeichen markiert wird, die Aufnahme von Energie jedoch durch ein positives Vorzeichen. Zusätzlich begrenzt man in der Thermodynamik den Bereich, in dem man Vorgänge betrachtet: alles, was sich innerhalb des Bereichs abspielt, wird als System bezeichnet, alles, was außerhalb geschieht als Umgebung. Man unterscheidet jedoch drei verschiedene Arten von Systemen:

  • Offenes System: Hier findet ein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung statt. Es kommt als häufigste Variante in biologischen Systemen vor.
  • Geschlossenes System: Ein Energieaustausch mit der Umgebung, jedoch kein Stoffaustausch findet statt. Als Beispiel könnte man einen Reaktionskolben nennen, der von außen erwärmt wird (z.B. durch einen Bunsenbrenner).
  • Abgeschlossenes System: Es ist hier kein Energie- bzw. Stoffaustausch mit der Umgebung auffindbar. Diese Variante ist die seltenste.

Soll eine Reaktion freiwillig ablaufen, muss dabei Energie frei werden. In den meisten Fällen ist diese Energie in Form von Wärme (Reaktionswärme) vorzufinden. Reaktionsenergie kann aber auch in elektrische Energie übergehen - muss also nicht immer mit dem Thermometer messbar sein.

5.2 Reaktionswärme

Als Reaktionsenthalpie bezeichnet man die bei einer chemischen Reaktion in einem offenen Gefäß, das heißt unter konstantem Druck (p = konstant) frei werdende oder aufgenommene Wärme. Diese wird häufig als ΔH (in kJ/mol) zusammen mit der Reaktionsgleichung angegeben. Als exotherm bezeichnet man Reaktionen, die während ihres Verlaufs Wärme abgeben. Findet hingegen eine Abkühlung wärend des Reaktionsprozesses statt, wird diese als endotherm bezeichnet. Zur Enthalpie muss noch gesagt werden, dass sie eine Zustandsfunktion ist. Das heißt, dass sie nur vom gegenwärtigen Zustand eines Systems abhängig ist, jedoch nicht davon, auf welchem Weg dieser Zustand erreicht wurde. Die Enthalpie selber ist nicht messbar. Deshalb bezieht man sich dabei auf die Enthalphieänderung (ΔH). Diese beschreibt die Differenz der Enthalpie von Produkten und Edukten. Bei isothermer (Temperatur bleibt konstant) und isobarer (Druck bleibt konstant) Reaktionsführung sind diese Werte reproduzierbar und vergleichbar.

Merke:
Bei exothermen Reaktionen ist:
Bei endothermen Reaktioen ist:
ΔH negativ
ΔH positiv
H < 0 = Wärmeabgabe)
H > 0 = Wärmezufuhr)

Wird eine Reaktion unter Standardbedingungen durchgeführt (25°C, 1013 hPa) und einem Mol Stoffumsatz, so kennzeichnet man diese Reaktionsenthalpie als ΔH0 (ausgesprochen: Delta H null) in kJ/mol.

5.2.1 Beispiel Knallgasreaktion

Somit gibt sich für die schon bekannte Knallgasreaktion folgende Standardreaktionsenthalpie:

2 H2 (g) + 1 O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH0 = -268 kJ/mol

Diese Energieabgabe (negatives Vorzeichen) bezieht sich auf die Verbrennung von einem Mol Wasserstoff. Darunter versteht man, dass beim Zusammenfügen von zwei Mol Wasserstoff (H2) und einem Mol Sauerstoff (O) entsprechend der Reaktionsgleichung insgesamt 572 kJ frei werden. Wichtig ist, dass die unterschiedlichen Aggregatzustände in der Reaktionsgleichung angeführt werden (g und l), da Wasser rein theoretisch auch als Wasserdampf entstehen könnte, und somit nicht als l (liquid) sonder als g (gaseous) gekennzeichnet werden müsste.

5.2.2 Organische Verbindungen

Bei Verbindungen organischer Natur kann der Energiegehalt häufig durch Verbrennung mit Sauerstoff bestimmt werden. Dies soll an folgendem Beispiel verdeutlicht werden:

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 + 6 H2O (l) ΔH0 = -2815 kJ/mol

5.3 Reaktionsentropie

Will man die Energieblianz einer chemischen Reaktion aufstellen, reicht die Reaktionsenthalpie alleine nicht aus. Dazu fehlt ein wichtiger Fakter, der die innere Organisation eines Systems berücksichtigt: damit gemeint ist die weitere Zustandsfunktion, die Entropie. Die Entropie S ist somit ein Maß für die Unordnung eines Systems. Darunter versteht man: je geringer die Ordnung in einem System ist, desto größer ist die Entropie. Ein System - egal welches, strebt in der Regel immer einen Zustand möglichst großer Unordnung an. Dieses Streben hat auf chemische Reaktionen und physikalische Prozesse einen erheblichen Einfluss. Wechselt der Zustand eines Systems in den anderen, so wird dieser auch durch die Änderung der Entropie (ΔS) angegeben.

Merke:
ΔS > 0
ΔS < 0
Unordnung nimmt zu, Ordnung nimmt ab,
Unordnung nimmt ab, Ordnung nimmt zu.

5.3.1 Beispiel für Entropieeinflüsse

Wirft man einen Blick auf die unterschiedlichen Aggregatzuständ, so hat ein Festkörper eine geringere Entropie als ein Flüssigkeit und diese eine geringere als ein Gas. Jedoch füllt man ein Gas unter Druck in eine Gasflasche, so nimmt die Entropie beim Füllen der Druckflasche stetig ab. Es gilt nämlich: eine gefüllte Pressluftflasche entspricht einem Zustand höherer Ordnung. Wird diese Gasflasche jedoch geöffnet, so wird die darin komprimierte Luft (Gas) so schnell wie möglich entweichen. Das System strebt bekanntlich nach einem Ausgleich mit der Ungebung, das heißt nach einem Zuwachs an Entropie und damit nach größerer Unordnung. Dieses Phänomen ist zudem die treibende Kraft bei der Diffusion von Teilchen aus einer konzentrierteren in eine weniger konzentrierte Lösung - bis zum Einstellen eines Konzentrationsausgleichs. Da sich dieser Vorgang nie freiwillig umkehren wird, steuert die Entropiezunahme die Richtung eines spontanen Prozesses.

5.3.2 Entropieänderungen

Da die Entropie eines Systems ebenfalls eine Zustandsfunktion ist, hat sie unter definierten Bedingungen einen konstanten Wert. Läuft eine chemische Reaktion ab, so verändern sich die Ausgangsstoffe und unter anderem auch ihr Ordnungszustand. Somit ist klar, dass im Verlaufe einer Reaktion fast immer eine Entropieänderung (ΔS) auftritt, die man auch als Reaktionsentropie bezeichnet. Will man vorhersagen, ob eine Reaktion fördernde oder bremsende Zustandsänderungen besitzt, muss die Reaktionsentropie (ΔS in J · mol-1 · K-1) in der Energiebilanz miteinbezogen werden. Die Reaktionsentropie unter Standardbedinungen (ΔS0) ist unabhängig von der Reaktionsenthalpie ΔH0 einer Reaktion.

5.4 Gibbs-Energie

Der Ablauf einer Reaktion wird durch zwei thermodynamische Größen bestimmt: Enthalpie H und Entropie S. Den Zusammenhang dieser beiden Größen erfasst die Gibbs-Helmholtz-Gleichung und definiert eine dritte Zustandsfunktion G, die als Gibbs-Energie bezeichnet wird. Ändert sich die Gibbs-Energie (wird dann als ΔG bezeichnet) bei konstantem Druck (isobar) und konstanter Temperatur (isotherm), gelangt man zur zweiten Gleichung. Folglich ist ΔG ein Maß für die Triebkraft einer chemischen Reaktion. Diese zeigt durch das Vorzeichen, ob sie freiwillig (ΔG < 0) abläuft oder nicht (ΔG > 0).

G = H - T · S
Bei Änderung der Zustandsfunktionen erhält man somit: ΔG = ΔH - T · ΔS
ΔG = Gibbs-Energie (kJ/mol)
ΔH = Reaktionsenthalpie (kJ/mol)
T = Temperatur (K)
ΔS = Reaktionsentropie (J · mol-1 · K-1)
• bei ΔG < 0 läuft die Reaktion freiwillig ab (sie ist exergon),
• bei ΔG = 0 ist die Reaktion im Gleichgewicht,
• bei ΔG > 0 läuft die Reaktion nicht freiwillig ab (sie ist endergon).

5.4.1 Beispiel Knallgasreaktion

2 H2 (g) + 1 O2 (g) ⇌ 2 H2O (l) ΔH0 = -286 kJ/mol
ΔG0 = -237 kJ/mol

Da die Knallgasreaktion freiwillig abläuft und exotherm ist, ist sie zugleich auch exergon. Es lässt sich thermodynamisch berechnen, dass die Reaktionsentropie bei dieser Reaktion negativ ist. Somit nimmt der Ordnungszustand des Systems im Verlaufe zu.

6 Chemisches Gleichgewicht

Chemische Reaktionen, die in einer homogenen Lösung ablaufen, kommen meist äußerlich zum Stillstand, obwohl die darin enthaltenen Ausgangsstoffe (Edukte) noch gar nicht verbraucht sind. Tritt diese Situation ein, hat sich das System in einem Gleichgewichtszustand eingefunden, das auch als homogenes Gleichgewicht bezeichnet wird. Im Gegensatz zu heterogenen Gleichgewichten erfahren die an einem homogenen Gleichgewicht beteiligten Stoffe eine chemische Umwandlung. Folglich sollen anhand eines Beispiels die homogenen Gleichgewichte genauer erklärt werden.

6.1 Reversible Reaktion

Betrachten wir folgende Reaktion: A + B ⇌ C + D die sich im Gleichgewicht befindet, da sich ihre Konzentrationen von A, B, C und D nicht mehr ändern. Obwohl ein Gleichgewichtszustand eingetreten ist, ist die Reaktion trotzdem nicht zum Stillstand gekommen. Man kann beobachten, dass die Edukte A und B im selben Maße zu den Produkten C und D reagieren (Hinreaktion), wie sie auch wieder aus den Produkten C und D in die Edukte A und B zerfallen (Rückreaktion). Eine derartige Reaktion wird als Gleichgewichtsreaktion bezeichnet - in der Reaktionsgleichung wird dies durch einen Doppelpfeil zwischen Edukte und Produkte gekennzeichnet. Man kann auch sagen, dass die Reaktion von A + B zu C + D umkehrbar ist (reversibel).

6.2 Dynamisches Gleichgewicht

Liegen nur die Edukte A und B vor, kann folglich nur eine Hinreaktion ablaufen. Bei zunehmendem Anteil an den Produkten C und D gewinnt die Rückreaktion umso mehr an Bedeutung. Bekommen Produkte und Edukte den selben Stellenwert in einer Reaktion, so läuft die Hin- und Rückreaktion gleich schnell ab. Genauer gesagt, dass der selbe Anteil an C und D entsteht und auch wieder zerfällt. Die vorhandenen Konzentrationen in der Lösung aller beteiligten Produkte sind im Gleichgewicht also konstant. Liegt eine solche Situation vor, spricht man von einem dynamischen Gleichgewicht.

6.3 Verteilung der Gleichgewichte

Natürlich treten in der Regel nicht nur Gleichgewichte auf, in denen die Edukte und Produkte gleichwertig sind. Es gibt somit auch chemische Reaktionen, bei denen das Gleichgewicht weit auf der Seite der Produkte (links) oder gar weit auf der seite der Edukte (rechts) liegt. Solch eine Situation wird durch eine unterschiedliche Länge der Doppelpfeile gekennzeichnet.

Will man wissen, wo das Gleichgewicht einer bestimmten Reaktion genau liegt, muss man dies experimentell bestimmen. Den Grund, wieso Unterschiede zwischen den einzelnen Reaktionen vorliegen, lässt sich erst dann verstehen, wenn man die zu einer Reaktion gehörenden Energiegrößen in die Betrachtung miteinbezieht.

6.4 Massenwirkungsgesetz

Hiermit wird das Verhältnis zwischen Edukte und Produkte im chemischen Gleichgewicht beschrieben. Es trifft immer dann zu, wenn die Reaktion reversibel und ein Gleichgewicht vorfindbar ist.

Massenwirkungsgesetz:
K = [C] · [D] ÷ [A] · [B] K = c(C) · c(D) ÷ c(A) · c(B)
a · A + b · B ⇌ c · C + d · D K = [C]c · [D]d ÷ [A]a · [B]b
Q < K Es werden bevorzugt die Produkte gebildet,es überwiegt die Hinreaktion.
Q = K Das System befindet sich im Gleichgewicht.
Q > K Es werden bevorzugt die Edukte gebildet, es überwiegt die Rückreaktion.

7 Skript

Dieses Skript gibt einen allgemeinen Überblick über verschiedene chemische Reaktionen und wie man sie berechnet.

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