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Wirft
man ein Zinkstückchen in ein Reagenzglas, das mit verdünnter
Salzsäure gefüllt ist, entsteht
Wasserstoff, der aus dem Reagenzglas entweicht
und in einem Messzylinder aufgefangen werden kann. Das entstehende Produkt
geht dem System verloren, es handelt sich daher um ein offenes System.
Diese Reaktion wäre auch umkehrbar, wenn man die Produkte Wasserstoff
und Zinkchlorid bei hohen Temperaturen und unter hohem Druck in einen abgeschlossenen
Behälter sperren würde. Man erhält dann ein geschlossenes
System. Bei geschlossenen Systemen stellt sich nach einiger Zeit ein
chemisches Gleichgewicht ein.
 Dieses Phänomen soll zunächst anhand des Modellbeispiels "Apfelkrieg" erläutert werden: Ein Großvater spielt gegen seinen Enkel im Garten ein merkwürdiges Spiel. Jeder Spielteilnehmer erhält zu Beginn 9 Äpfel. Ziel des Spiels ist es, in das gegnerische Feld möglichst viele Äpfel zu werfen. Nach einiger Zeit lässt sich feststellen, dass sich ein konstantes, dynamisches Gleichgewicht einstellt. Im Feld des Großvaters befinden sich mehr Äpfel als im Feld des Enkels.  Nun lässt sich auch die Gleichgewichtsreaktion zwischen Iod und Wasserstoff besser verstehen. Ein Gemisch zwischen gasförmigem Iod und gasförmigem Wasserstoff reagiert in einem abgeschlossenen System bei erhöhter Temperatur teilweise zu Iodwasserstoff. 
2 HI (g) DHR
= -10 kJ/mol
Die Reaktion erfolgt jedoch nicht vollständig, da Iodwasserstoff bei der gleichen Temperatur teilweise wieder zu Iod und Wasserstoff zerfällt: H2
(g) + I2 (g) DHR
= +10 kJ/mol
Es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein, bei dem alle an der chemischen Reaktion beteiligten Stoffe in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen. Dabei spielt es keine Rolle, ob man mit den Ausgangsstoffen oder mit den Produkten startet, stets stellt sich der gleiche Gleichgewichtszustand ein. 
Der Doppelpfeil kennzeichnet die Gleichgewichtsreaktion. Bei der Hinreaktion nimmt die Konzentration der Ausgangsstoffe ständig ab, dadurch verringert sich die Geschwindigkeit der Hinreaktion. Gleichzeitig nimmt die Konzentration der Produkte zu, somit vergrößert sich die Geschwindigkeit der Rückreaktion. Ist die Reaktionsgeschwindigkeit von Hin- und Rückreaktion gleich, ist das chemische Gleichgewicht eingestellt. Massenwirkungsgesetz Es lässt sich eine
Gleichgewichtskonstante mit einem bei gegebener Temperatur charakteristischen
Wert aufstellen. Für eine bestimmte chemisches Reaktion nach dem Typ:
cC + dD Wenn der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationen der Endstoffe und dem Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe einen konstanten Wert erreicht, ist der Gleichgewichtszustand erreicht. Dieses Gesetz bezeichneten Guldberg und Waage im Jahre 1867 als Massenwirkungsgesetz. Beispiel: Bei der Reaktion von Iod und Wasserstoff zu Iodwasserstoff erhält man bei einer bestimmten Temperatur eine Konzentration von 3,531 mol/l Iodwasserstoff. Gleichzeitig liegen die Ausgangsstoffe in einer Konzentration von 0,4789 mol/l vor. Nun werden die Konzentrationen in die Gleichung des Massenwirkungsgesetzes eingesetzt:  Die Konstante K = 54,36 gilt für eine bestimmte Temperatur und erhöht sich mit abnehmender Temperatur. Ob die Lage des Gleichgewichts mehr auf Seiten der Produkte oder mehr bei den Ausgangsstoffen liegt, hängt von mehreren Faktoren ab. Bei sehr großen Werten der Gleichgewichtskonstanten liegt das Gleichgewicht überwiegend auf der Seite der Produkte, bei sehr kleinen Werten auf der Seite der Ausgangsstoffe. 1.) Eine Veränderung der Temperatur führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts. Dies soll an der Gleichgewichtsreaktion von Stickstoffdioxid zu Distickstofftetroxid verdeutlicht werden:
N2O4 (g) DHR
= -58,2 kJ/mol
Eine Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Teilreaktion, das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Die Teilreaktion nach rechts wäre die exotherme Reaktion, die Teilreaktion nach links die endotherme. Daher bildet sich bei einer Temperaturerhöhung mehr braunes Stickstoffdioxid (NO2). Eine Temperatursenkung begünstigt die exotherme Teilreaktion. Bei einer Temperatursenkung nimmt die braune Farbe wieder ab und es bildet sich mehr farbloses Distickstofftetroxid, das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. 2.) Sind Gase beteiligt, verschiebt auch eine Veränderung des Drucks das chemische Gleichgewicht. Erhöht sich in einem geschlossenen Stoffsystem der Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, in welcher die Stoffe weniger Volumen einnehmen. Beispiel: Bei der Ammoniaksynthese reagieren 1 Volumenanteil Stickstoff mit 3 Volumenanteilen Wasserstoff zu 2 Volumenanteilen Ammoniakgas: N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g) DHR
= -92 kJ/mol
Folglich verschiebt sich das Gleichgewicht bei einer Druckerhöhung nach rechts, da dort weniger Gasvolumen zu erwarten ist. Prinzip von Le Chatelier Im
Jahre 1884 versuchte der französische Chemiker Henry Louis Le Châtelier
(1850-1936) ein Gesetz zu formulieren, das allgemein beschreibt, wie sich
ein Gleichgewicht verschiebt, wenn sich die äußeren Bedingungen
wie Temperatur und Druck ändern. Das Gesetz ist als Prinzip
von Le Chatelier oder als Prinzip der Flucht vor dem Zwang bekannt geworden:
bewirkt eine Zugabe von A oder B und ein Entzug von C oder D eine Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung der Produkte C und D (bzw. die Einhaltung des gleichen Werts der Gleichgewichtskonstante). Entweicht ein Produkt laufend - beispielsweise bei einem offenen System - verläuft die Reaktion fast vollständig Richtung Produktseite. Zusammenfassung Will man bei einer Synthese eine möglichst große Ausbeute erreichen, dann
Demonstrationen zu den chemischen Gleichgewichten Ammoniaksynthese |