Homogenes und heterogenes Gleichgewicht
Es kann zwischen 2 Arten von Gleichgewichten unterschieden werden: Homogenes und heterogenes Gleichgewicht
Bei einem homogenen Gleichgewicht befinden sich alle Stoffe in der gleichen Phase. Bei der Ammoniaksynthese liegt ein solches homogenes Gleichgewicht vor, da sowohl H2 als auch N2 gasförmig sind.
Alle in der Reaktionsgleichung vorhandenen Stoffe inklusive der stöchiometrischen Faktoren (Vorfaktoren die angeben, wieviel von jedem Stoff reagiert) tauchen in dem Massenwirkungsgesetz auf. Um die Variable K zu ermitteln, müssen die Stoffe somit nur in die Formel des Massenwirkungsgesetzes eingesetzt werden.
Beispiel:
Im Chemieunterricht werden in einem Gefäß mit einem Fassungsvermögen von zwei Liter 20 mol H2 und 20 mol N2 vermischt, wobei NH3 mit einer Konzentration von 3 mol/L entsteht. Berechne die Gleichgewichtskonstante K.
Vorüberlegung:
Um die Gleichgewichtskonstante K zu berechnen, muss die Reaktionsgleichung aufgestellt (vgl. Schritt 1), sowie die Konzentration aller Reaktanten im Gleichgewicht (NH3, N2 und H2) in die Gleichung des Massenwirkungsgesetztes eingesetzt (Schritt 4) werden.
Aus der Aufgabenstellung können wir bereits die im Gleichgewicht vorliegende Konzentration des Ammoniaks entnehmen. Zum Lösen der Aufgabe benötigen wir jedoch noch die Konzentration des Wasserstoffs und Stickstoffs im Gleichgewicht. Dies können wir mithilfe der zu Beginn angegebenen Konzentration berechnen (vgl. Schritt 2 und 3).
Lösung:
1. Reaktionsgleichung und Massenwirkungsgesetz aufstellen: 3 H2 + N2 ↔ 2 NH3
2. Berechnung der zu Beginn die eingesetzten Konzentration der Reaktante mithilfe der Stoffmenge und des Volumens. Merke: Um die Konzentration eines Stoffes zu berechnen, wird die Stoffmenge durch das Volumen geteilt:
Konzentration des Wasserstoffs:
Konzentration des Stickstoffs:
3. Berechnung der nicht-reagierten Menge von Wasserstoff und Stickstoff bei der Reaktion zu Ammoniak (Anmerkung: Die beiden Reaktionspartner Wasserstoff und Stickstoff werden zu Beginn in einer Konzentration von jeweils 10 mol/L in ein Gefäß gegeben. Anschließend reagiert ein Teil der Stoffe zu 3 mol/L Ammoniak. In diesem Schritt wollen wir den Anteil an nicht zu Ammoniak reagiertem Stickstoff und Wasserstoff berechnen. Dazu werden zuerst die jeweiligen Stoffmengenverhältnisse der Reaktionspartner berechnet, bevor der Verbrauch und die Menge nicht-reagierter Substanzen berechnet werden kann):
a. Stoffmengenverhältnisse:
Reaktionsgleichung: 3 H2 + N2 ↔ 2 NH3
Stoffmengenverhältnis Wasserstoff:
\(n(H_2)=\frac{3}{2}\cdot n(NH_3)\)
Stoffmengenverhältnis Stickstoff:
\(n(N_2)=\frac{1}{2}\cdot n(NH_3)\)
b. Stoffmengenverbrauch:
Stoffmengenverbrauch von Wasserstoff:
c. Menge an nicht-reagierten Substanzen:
Wasserstoff:
Ausgangssubstanz – Verbrauch:
10 mol/L – 4,5 mol/L = 5,5 mol/L
Stickstoff:
Ausgangssubstanz – Verbrauch:
10 mol/L – 1,5 mol/L = 8,5 mol/L
Bei heterogenen Stoffgemischen liegen die Stoffe in verschiedenen Phasen vor. Die Konzentrationen von Feststoffen (Abkürzung: s für solid) - wie dem Kohlenstoff in unserem Beispiel - und flüssigen Stoffen (Abkürzung: l für liquid) können für das Massenwirkungsgesetz als konstant angesehen werden. Sie müssen somit nicht berücksichtigt werden und fallen aus dem Massenwirkungsgesetz weg. Dementsprechend müssen nur gasförmige Stoffe beachtet werden (Abkürzung g) Beispiel:
CO2 (g) + C (s) ↔ 2CO (g)
Wie bereits in dem Kapitel Carbonsäuren erklärt, kommt es bei der Reaktion zwischen Ethanol und Essigsäure zur Esterbildung. Dabei wird zusätzlich Wasser abgespalten. Da auch diese Reaktion reversibel ist, liegen die Edukte und Produkte in einem bestimmten Verhältnis vor.
Bei Raumtemperatur reagiert 67% der Essigsäure mit dem Alkohol zum Ester. Wird in ein geschlossenes System 1 mol Ethanol mit 1 mol Essigsäure gemischt, reagieren 2/3 der Edukte zu Ester und Wasser, während 1/3 weiterhin als Edukte vorliegen.
Esterbildung
Essigsäure reagiert mit dem Alkohol zu 67% zu Essigsäureethylester und Wasser.Wie groß ist die Gleichgewichtskonstante?
Lösung:
Die Gleichgewichtskonstante des Iodwasserstoffgleichgewichts liegt bei Raumtemperatur bei K=54,36. Die I2-und die H2-Konzentrationen sind dabei jeweils 0,4789 mol/l.
Wie groß ist die HI-Konzentration?
Vorüberlegung:
Bei dieser Aufgabe ist nicht die Gleichgewichtskonstante gesucht, sondern die Stoffmengenkonzentration des Produkts Iodwasserstoff. Demnach muss die Gleichung nach HI umgestellt werden. Da die Konzentration von Iod und Wasserstoff gleich groß ist, können diese als c2(H2) oder c2(I2) zusammengefasst werden.
Lösung:
\(\begin{aligned} \mathrm{K}=\frac{\mathrm{c}^2(\mathrm{HI})}{\mathrm{c}\left(\mathrm{H}_2\right) \cdot \mathrm{c}\left(\mathrm{I}_2\right)} \end{aligned}\)
\(\begin{aligned} \mathrm{c}\left(\mathrm{H}_2\right)=\mathrm{c}\left(\mathrm{I}_2\right) \rightarrow \mathrm{K}=\frac{\mathrm{c}^2(\mathrm{HI})}{\mathrm{c}^2\left(\mathrm{H}_2\right)} \end{aligned}\)
\(\begin{aligned} \mathrm{c}(\mathrm{HI})=\sqrt{\mathrm{K} \cdot \mathrm{c}^2\left(\mathrm{H}_2\right)} \end{aligned}\)
\(\begin{aligned} \mathrm{c}(\mathrm{HI})=3,53
\end{aligned}\)
Eine Besonderheit ergibt sich bei gesättigten Lösungen. Bei diesen ist so viel Feststoff in die Lösung übergegangen, dass die Aufnahmekapazität der Lösung erschöpft ist. Ist eine Lösung gesättigt, gehen an der Phasengrenze von Salz zu Flüssigkeit genauso viele Ionen in Lösung, wie Ionen aus der Lösung wieder in das Salz.