Chemisches Gleichgewicht

Hallo und herzlich willkommen. Das Thema dieses Videos ist das chemische Gleichgewicht. Ich möchte darin Fragen beantworten wie: Was ist das chemische Gleichgewicht? Und: Warum ist es wichtig, darüber überhaupt Bescheid zu wissen?   Schauen wir uns zum Einstieg mal eine ganz modellhafte chemische Reaktion an: A+B -> C+D. Soweit, so gut. Wenn man sich das so anschaut, dann denkt man "Na ja, wir mischen A und B und nach irgendeiner bestimmten Zeit werden eben C und D entstanden sein und A und B wird verschwunden sein". A und B nennen wir die Edukte. C und D sind die Produkte. Also die Edukte sind sozusagen die Ausgangsstoffe und die Produkte sind die Stoffe, die im Zuge der Reaktion entstehen. Tatsache ist - genau das ist häufig nicht der Fall, denn viele Reaktionen können nicht nur von links nach rechts stattfinden, also von A und B Richtung C und D, sondern genauso gut umgekehrt, nämlich von C und D Richtung A und B. Man spricht von der Hinreaktion und der Rückreaktion, die beide möglich sind. Eine Reaktion, bei der beide Richtungen möglich sind, nennt man dann eine reversible oder umkehrbare Reaktion. Zum Beispiel kann man sich vorstellen, dass ein entstehendes Gas das Reaktionsgefäß verlässt, wenn dieses offen ist. Dieses Gas wird dadurch sozusagen dem System entzogen und kann folglich nicht mehr zurückreagieren. Aber damit sich überhaupt ein chemisches Gleichgewicht einstellen kann, und das ist ja unser heutiges Thema, muss eine Reaktion reversibel sein, das heißt die Reversibilität einer Reaktion ist die Voraussetzung für die Einstellung eines chemischen Gleichgewichtes.   Nun ja, was das chemische Gleichgewicht ist, wissen wir bis jetzt allerdings leider noch immer noch nicht, aber das möchte ich jetzt anhand eines Beispiels zeigen, und zwar anhand der Reaktion von Wasserstoffgas mit Jod zu Jodwasserstoff, also H2+I2 <-> 2HI. Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine reversible Reaktion.

Haben wir nun zum Beispiel einen Behälter, in dem wir Wasserstoffgas und Jod miteinander mischen, und warten eine Weile ab, dann werden wir sehen, nach einiger Zeit, dass ein Teil des Wasserstoffs und des Jods zu Jodwasserstoff reagiert sind, ein Teil aber nicht. Das heißt, in unserem Behälter haben wir jetzt sowohl H2-Moleküle als auch I2-Moleküle, als auch HI-Moleküle gleichzeitig vorliegen. Gehen wir umgekehrt vor, das heißt, nehmen wir reines HI, also reinen Jodwasserstoff, in einem Behälter und lassen ihn eine Weile reagieren, indem wir zum Beispiel erwärmen oder so, dann werden wir nach einiger Zeit feststellen, dass ein Teil der HI-Moleküle sich in Wasserstoff und Jod verwandelt haben, ein Teil der Jodwasserstoffmoleküle aber immer noch so vorliegt wie vorher. Und wir werden noch eine weitere Beobachtung machen, nämlich, dass vom 1. Experiment, bei dem wir von reinem Wasserstoff und Jod ausgegangen waren und beim 2. Experiment, wo wir von reinem Jodwasserstoff ausgegangen waren, sich in beiden Fällen die gleichen Mengen an Jodwasserstoff und Jodwasserstoff ergeben werden. Das liegt daran, dass sich ein sogenannter Gleichgewichtszustand eingestellt hat, in dem das Mengenverhältnis der vorhandenen Edukte und der vorhandenen Produkte zueinander festgelegt ist.

Man kann das auch anhand eines Reaktionsverlaufsdiagramms darstellen. In diesem Diagramm bildet die x-Achse den Reaktionsverlauf ab und die y-Achse die Konzentration von Edukten und Produkten. In dieses Diagramm trägt man nun die Konzentrationen der Edukte und der Produkte nebeneinander auf, über den gesamten Reaktionsverlauf hin betrachtet. Man wird sehen, dass die Konzentration der Edukte sich im weiteren Verlauf der Reaktion verringert, was natürlich auch logisch ist, weil sie werden ja verbraucht. Die Edukte sind ja die sogenannten Ausgangsstoffe. Schaut man sich den Konzentrationsverlauf der Produkte an, dann wird man sehen, dass sie zu Beginn bei 0 liegt, was ja auch sinnvoll ist, denn am Anfang lagen ja noch keine Produkte vor, und dass diese Konzentration dann im Verlauf der Reaktion immer weiter ansteigt.

Der Anstieg der Konzentration der Produkte und der Abfall der Konzentration der Edukte verläuft zeitgleich, parallel, das heißt, in dem Maße, wie die Produkte ansteigen, verringern sich die Edukte. Auch das ist sinnvoll. Im weiteren Verlauf der Reaktion fällt dann aber auf, dass der Anstieg der Produkte zum Stillstand kommt und auch der Abfall der Edukte. Das heißt, irgendwann verläuft die Konzentrationslinie horizontal, das heißt, die Konzentration verändert sich nicht mehr weiter. An dieser Stelle hat unser Reaktionssystem den Gleichgewichtszustand erreicht. Das heißt, Produkte und Edukte verändern ihre Konzentrationen nicht mehr.

Man sagt, das chemische Gleichgewicht ist der Zustand, in dem sich die Konzentrationen von Edukten und Produkten nicht mehr ändern. Nun ist diese Definition etwas irreführend, denn man könnte den Eindruck bekommen, dass im chemischen Gleichgewicht keine Reaktion mehr stattfindet, dass gar nichts mehr passiert. Aber das stimmt nicht. In Wirklichkeit ist ein chemisches Gleichgewicht ein sogenanntes dynamisches Gleichgewicht und das bedeutet ganz einfach nur: Zu jedem Zeitpunkt reagieren genauso viele Edukte zu Produkten wie umgekehrt, also wie Produkte zu Edukten.

Ich versuche das mal anhand eines, na ja, hoffentlich anschaulichen Beispiels, darzustellen. Und zwar stelle man sich eine Party vor, die von 100 Gästen besucht wird. Auf dieser Party gibt es ein Gebäude, in dem die eigentliche Party stattfindet und ein kleines Häuschen in einiger Entfernung, wo, na ja, sich das Klo befindet.

Zu Beginn der Party werden alle 100 Leute im Tanzsaal sein, also im eigentlichen Partygebäude. Schaut man zu einem etwas späteren Zeitpunkt auf das Geschehen, wird man sehen, dass sich gerade 2 Leute auf dem Klo befinden und nur noch 98 auf der eigentlichen Party. Schaut man noch etwas später hin, dann wird man sehen, dass 5 Leute auf dem Klo sind und 95 Leute auf der Party. Und schaut man noch einmal später und noch einmal später und noch einmal später auf das Geschehen, so wird man jedes Mal feststellen, dass sich diese Zahlen, 95 Leute auf der Party und 5 Leute auf dem Klo, nicht mehr verändert haben. Das heißt, es hat sich ein Gleichgewicht eingestellt zwischen der Anzahl der Leute, die auf dem Klo ist und der Anzahl der Leute, die auf der Party ist. Aber es handelt sich dabei, wie gesagt, um ein dynamisches Gleichgewicht. Das heißt, zu jedem Zeitpunkt sind ein paar Leute von der Party unterwegs aufs Klo und ein paar Leute sind unterwegs vom Klo auf die Party. Das heißt, dass die 5 Leute, die immer auf dem Klo sind, natürlich nicht immer dieselben Leute sind. Wäre ja auch langweilig, wenn diese die ganze Zeit nur auf dem Klo sitzen. Man kann also auch sagen, das Verhältnis der Konzentrationen von Edukten und Produkten zueinander ist im Gleichgewichtszustand konstant.

Und das kann man in eine Formel fassen, die ganz kurz gefasst, so lautet: K = die Konzentration der Produkte/die Konzentration der Edukte. K nennt man dabei die Gleichgewichtskonstante und die ganze Formel nennt man das Massenwirkungsgesetz. Man muss sich dabei natürlich vor Augen halten, dass diese Gleichgewichtskonstante jeweils nur für eine ganz bestimmte Reaktion gilt. Das heißt, jede chemische reversible Reaktion hat ihre eigene Gleichgewichtskonstante. Die Gleichgewichtskonstante ist also nicht gleich für alle reversiblen Reaktion. Wenn wir diese Schreibweise auf unser Beispiel mit der Party und dem Klo beziehen, dann könnte man zum Beispiel sagen, die Konzentration der Produkte ist die Anzahl der Leute auf dem Klo und die Konzentration der Edukte ist die Anzahl der Leute, die im Anzahl auf der Party sind. Man würde dann sagen 5 Leute sind auf dem Klo/95 Leute, die auf der Party sind, macht 1/19 als Wert, den K dann annimmt.

Nun ja, warum ist es überhaupt nützlich, über den Gleichgewichtszustand einer gegebenen Reaktion Bescheid zu wissen? Nun ja, Tatsache ist ja, dass man chemische Reaktionen häufig nur zu dem Zwecke durchführt, irgendein Produkt in möglichst hoher Ausbeute herzustellen. Wenn ich nun die Gleichgewichtskonstante einer bestimmten Reaktion kenne, dann kann ich abschätzen, wie viel Produkt ungefähr entstehen wird und wie viel davon als Edukt zurückbleiben wird. Hinzu kommt noch die Tatsache, dass die Gleichgewichtskonstante einer gegebenen Reaktion außerdem noch abhängig ist von Bedingungen wie Druck und Temperatur. Das heißt, sie verändert sich mit der Temperatur und das kann man zunutze machen, um die Ausbeute des gewünschten Produktes zu steigern, indem man die Bedingungen so wählt, dass das Gleichgewicht möglichst auf der Produktseite liegt. Wie man das im Einzelnen macht, wird in einem weiteren Video dargestellt anhand des Prinzips von le Chatelier.

So, wir haben gerade gelernt, was das chemische Gleichgewicht überhaupt ist. Wir haben  gelernt, wie man es anhand einer Reaktionsverlaufsgrafik darstellen kann. Und weiterhin haben wir besprochen, was die Gleichgewichtskonstante K bedeutet.   Danke fürs Zuschauen und tschüss bis zum nächsten Mal!