Formulierung von Gleichgewichtsgleichungen (Übungsvideo)

Hallo und ganz herzlich Willkommen. Das Video heißt: Formulierung von Gleichgewichtsgleichungen. Du kennst das Massenwirkungsgesetzt von Guldberg und Waage. Nachher kannst Du Gleichgewichtsgleichungen aus den Reaktionsgleichungen für chemische Gleichgewichte formulieren. Erinnern wir uns an das chemische Gleichgewicht. Es geht um eine chemische Reaktion. Der Einfachheit halber, lassen wir die Verbindung A mit der Verbindung B im Gleichgewicht sein. Tragen wir die Konzentrationen gegen die Zeit ab, so erhalten wir folgenden Verlauf. Ab der gestrichelten Linie ändern sich die Konzentrationen nicht mehr. Von da an herrscht das chemische Gleichgewicht. Das chemische Gleichgewicht hat sich eingestellt, wenn die Konzentrationen der Reaktionspartner sich nicht verändern. Kommen wir weiter zum Massenwirkungsgesetzt. Die Entdecker des Gesetztes waren die Herren Guldberg und Waage. Das Gesetz wird ausschließlich auf Gleichgewichtsreaktionen angewendet. Diesmal sollen zwei Teilchen von A mit drei Teilchen von B im chemischen Gleichgewicht stehen. Das Massenwirkungsgesetz wird dann so formuliert: Die Konzentration des Reaktionsproduktes B³ dividiert durch die Konzentration des Ausgangsstoffes A² ist gleich K. K nennt man Gleichgewichtskonstante. K ist konstant, wenn die Temperatur T und der Druck p ebenfalls konstant sind. "Achtung": Die Konzentrationen müssen "nicht" stöchiometrisch sein. Stürzen wir uns nun mit aller Kraft in die Übung. Wir beginnen mit einer gut bekannten Säure: Der Salzsäure. Wir betrachten die Dissoziation in wässriger Lösung. HCl Chlorwasserstoff dissoziiert in ein Proton und in ein Chlorid-Ion. Die Konzentrationen der Reaktionsprodukte kommen wieder in den Zähler. Sie werden miteinander multipliziert und durch die Konzentration des Ausgangsstoffes Chlorwasserstoff HCl dividiert. Der Quotient ist gleich der Gleichgewichtskonstanten K und natürlich läuft die Reaktion in wässriger Lösung H₂O ab. Die Gleichgewichtskonstante hat einen Wert von 10⁶. Häufig wird die Einheit nicht angegeben. Betrachten wir nun die chemische Reaktion unter Beteiligung eines Wassermoleküls. HCl plus H₂O stehen im chemischen Gleichgewicht mit H₃O+ und Cl-. Das Produkt der Konzentrationen des Hydronium-Ions H₃O+ und des Chlorid-Ions Cl- schreiben wir in den Zähler. Die Konzentrationen des Chlorwasserstoffes HCl und des Wassers als Produkt in den Nenner. Der Quotient beider Terme ist die Gleichgewichtskonstante K. Solche Reaktionen werden häufig in verdünnten Lösungen betrachtet. Das heißt die Konzentrationen des Hydronium-Ions, des Chlorid-Ions und des Chlorwasserstoff-Moleküls sind bedeutend kleiner als die Konzentration des Lösungsmittels Wasser. "Achtung": Das Hydronium-Ion H₃O+ wird in der Schule häufig Oxonium-Ion genannt. Wenn das so ist, kann man davon ausgehen, dass die Konzentration des Wassers konstant ist. Folglich fließt sie nicht in die Gleichgewichtsgleichung ein und wir können auf sie verzichten. Eines jedoch ist klar. Ob wir mit Protonen H+ oder mit den Oxonium-Ionen H₃O+ arbeiten, ist völlig gleich. Betrachten wir nun Iodwasserstoff-Säure. Wir werden wieder mit dem Hydronium-Ion H3O+ arbeiten. Die Dissoziation erfolgt wie beim Chlorwasserstoff. Ein Molekül HI und ein Molekül Wasser stehen im chemischen Gleichgewicht mit einem Oxonium-Ion H₃O+ und einem Iodid-Ion I-. Die Gleichgewichtsgleichung ist schnell formuliert. In den Zähler schreiben wir das Produkt aus den Konzentrationen des Hydronium-Ions und des Iodid-Ions. In den Nenner schreiben wir die Konzentration des Iodwasserstoffes. Wir arbeiten verdünnt. Die Konzentration des Wassers ist konstant. Somit fließt sie nicht in die Formel ein. Die Gleichgewichtskonstante K ist hier gigantisch: 10¹⁰. Ich schreibe zur Abwechselung einmal die Einheit auf: Mol pro Liter. In der Regel wird diese weggelassen. Veresterung: Ich wähle ein populäres Beispiel: Plus: Stehen im chemischen Gleichgewicht in Anwesenheit von Protonen mit und. Habt ihr diesen Spezialfall der Veresterung erkannt? Es reagieren CH₃COOH, Essigsäure mit C₂H₅OH, Ethanol in Anwesenheit eines Protons in einer Gleichgewichtsreaktion zu CH₃COOC₂H₅, das ist Ethylacetat: Ein Ester und Wasser. Wir können die Reaktion auch so formulieren. Säure plus Alkohol stehen im protonenkatalysierten Gleichgewicht mit Ester und Wasser. Die entsprechenden Konzentrationen bezeichnen wir dann als CS, CA, CE und CH20. "Achtung": Die Konzentration des Wassers ist hier nicht konstant, denn es handelt sich nicht um eine wässrige Lösung. Also müssen wir alle Konzentrationen berücksichtigen: CE * CH₂O / CS * CA = K. K ist etwa vier. Und der Witz ist hier: Hier ist K wirklich Einheitslos. Wir wollen nun Salze betrachten. Ihre Dissoziation. Betrachten wir die Dissoziation von Calciumphosphat: Ca₃(PO₄)². Ein Molekül Calciumphosphat dissoziiert in wässriger Lösung in drei Calcium-Ionen und zwei Phosphat-Ionen. Die Konzentrationen bezeichnen wir mit CS, CCa₂+ und CPO₄₃-. Die Gleichgewichtskonstante K ist dann: K = CCa₂+³ * CPO₄₃-² / CS. Das Salz Calciumphosphat ist schwer löslich. Das bedeutet, dass seine Konzentration als konstant angenommen werden kann. CS fließt dann in K ein. Diese neue Größe bezeichnen wir als KL: KL = CCa₂+³ * CPO₄₃-². KL nennt man Löslichkeitsprodukt. Gasreaktionen: Die Ammoniaksynthese, die Ihr bestimmt gut kennt. Stickstoff und Wasserstoff reagieren in einer Gleichgewichtsreaktion zu Ammoniak. Ich trage die stöchiometrischen Koeffizienten ein. Wir erhalten dann: K = pNH₃² / pN * pNH₃². p sind die Partialdrücke. Partialdruck ist der Druck eines Gases in einem Gasgemisch den es hätte, wenn es alleine vorläge. Ein weiteres Beispiel: Dampfreforming von Erdgas. Erdgas ist zum größten Teil Methan. Methan und Wasser reagieren in einer Gasreaktion zu Kohlenstoffmonoxyd und Wasserstoff. Zwischen Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten liegt ein chemisches Gleichgewicht vor. K ist dann gleich: K = pCO * pH₂³ / pCH₄ * pH₂O. "Achtung": Wasser ist gasförmig. Denn die Reaktion heißt "Dampfreforming". Das war ein weiterer Film von André Otto. Ich wünsche euch alles Gute und viel Erfolg. Tschüss!