2.1 Energetik und Kinetik

Reaktionstypen
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Iodwasserstoff entstehen. Die Reaktion ist jedoch nicht vollständig.
Es bleibt stets eine gewisse Menge Wasserstoff und Iod
übrig, die von der jeweiligen Reaktionstemperatur abhängt. Es
stellt sich also bei jeder Temperatur ein Endzustand ein, in dem
alle drei Stoffe in bestimmten Mengen vorhanden sind. Diesen
Endzustand bezeichnet man als „chemisches Gleichgewicht“.
Erwärmt man umgekehrt in einem Kolben Iodwasserstoff, so
zerfällt auch dieser unvollständig. Es bildet sich wieder ein
Gleichgewicht, in dem alle drei Stoffe in bestimmten Konzentrationen
vorhanden sind. In der Reaktionsgleichung stellt man
diesen Sachverhalt durch einen Doppelpfeil dar:
H 2 +I 2 ∏ 2HI
Die Entstehung eines chemischen Gleichgewichtszustandes (bei
Gasreaktionen) lässt sich für den Reaktionstyp
A+B∏ C+D
leicht erklären.
Mischt man die Stoffe A und B, so reagieren sie unter Bildung
der Stoffe C und D. Die Geschwindigkeit dieser Reaktion (Hinreaktion)
v 1 nimmt mit fortschreitender Reaktion ab, da A und B
verbraucht werden und somit ihre Konzentration abnimmt. Die
Rückreaktion beginnt langsam, da die Konzentrationen von C
und D klein sind. Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt aber im
gleichen Maße, wie die Konzentration von C und D steigt, zu.
v 1 =k 1 ·[A]·[B] v 2 =k 2 ·[C]·[D]
Schließlich ist ein Zustand erreicht, bei dem beide Geschwindigkeiten
gleich sind.
v 1 =v 2
Die Konzentrationen aller Reaktionsteilnehmer verändern sich
nicht mehr. In den meisten Fällen sind aber die Konzentrationen
der Ausgangsstoffe und der Endstoffe verschieden, da die
Geschwindigkeitskonstanten k 1 und k 2 für die Hin- und Rückreaktion
unterschiedlich groß sind.
Setzt man für v 1 und v 2 die Geschwindigkeitsgleichungen ein,
so erhält man:
k 1 [A] [B] = k 2 [C] [D]
k1 [C] [D] k1 [C] · [D]
= =K K=[A]
k2 [A] [B] k2 · [B]Ausgangsstoffe
Endstoffe
Der Quotient aus den Geschwindigkeitskonstanten der Hinreaktion
k 1 und der Rückreaktion k 2 ist wieder konstant und heißt
Gleichgewichtskonstante K.