Chemische Gleichgewichte

Chemische Gleichgewichte

Stoffe:	Kaliumiodid, Iod, Stärke löslich, Eiswürfel, Blei(II)-nitrat, Calciumchlorid, evt. Trockeneis
Geräte:	20 Cent-Münzen, Spielfeld mit Holzlatten, mehrere Reagenzläser 18x180mm, zwei starkwandige Reagenzgläser ca. 12x200mm mit Stopfen, zwei Winkelrohre, Y-Rohr und Schlauchverbindungen, Reagenzglashalter, zwei 100ml-Bechergläser, Rührstäbe, Spatel, Pipette, Waage, zwei 600ml-Bechergläser, Heizplatte, Brenner, Thermometer, Stativ mit Halterungen, Overheadprojektor
	Die vorbereitenden Arbeiten für Demonstration 3 nur in einem Abzug durchführen! Stickstoffdioxid nicht einatmen! Blei(II)-nitrat sachgemäß entsorgen!

Inhalt:
Didaktische Bemerkungen
Demonstration 1: "Rollende Münzen"
Demonstration 2: Iod-Iodstärke-Gleichgewicht
Demonstration 3: Stickstoffdioxid-Distickstofftetroxid-Gleichgewicht
Literatur

Didaktische Bemerkungen:
Zunächst wird nochmals auf die Schülerübung "Reaktion von Salzsäure mit Zink" Bezug genommen. Bei diesem Versuch handelte es sich um ein offenes System (Näheres siehe unter dem Begriff "Chemisches Gleichgewicht"). Der Unterschied zwischen einem offenen und einem geschlossenen System wird daran verdeutlicht. Das Prinzip, wie sich ein Gleichgewicht einstellt, wird im Anschluss daran spielerisch aufgezeigt:

Demonstration 1: "Rollende Münzen"

Durchführung:
Ein ca. 2x1m großes Spielfeld wird mit vier Holzlatten umrahmt und in der Mitte durch eine Linie in zwei Felder aufgeteilt. Zwei Spieler erhalten je zehn 1-Cent-Münzen. Sie versuchen, die Münzen in das gegnerische Spielfeld zu rollen. Werfen oder schieben ist nicht erlaubt. Wer nach einer bestimmten Zeitspanne weniger Münzen in seinem Feld hat, gewinnt das Spiel.

Beobachtungen:
Sind die Spieler gleich geschickt, bleibt die Zahl der Münzen in den beiden Feldern etwa gleich. Ist ein Spieler wesentlich geschickter, dann nimmt die Zahl der Münzen auf seinem Feld relativ schnell ab. Allerdings besitzt er dann auch weniger "Nachschub", was zu einer selbstregulierenden Korrektur führt.

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Theorie:
Das beschriebene Spiel entspricht dem Modellbeispiel "Apfelkrieg": Ein Großvater spielt gegen seinen Enkel im Garten. 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.

Variationen:
Es eignen sich auch Spiele in der Turnhalle, z.B. mit Tennisbällen oder mit Fußbällen und einem Netz zur Spielfeldtrennung. Es kann dann ausprobiert werden, was mit dem Gleichgewicht passiert, wenn ein Fußballer gegen einen Laienfußballer oder ein Tennisspieler gegen einen Nicht-Tennisspieler antritt.

Demonstration 2: Iod-Iodstärke-Gleichgewicht

Vorbereitende Arbeiten:
Durch das Auflösen von 0,5g löslicher Stärke in 100ml Wasser stellt man eine 0,5%ige Stärkelösung her. Danach werden 0,2g Kaliumiodid in 10ml Wasser gelöst und mit 0,1g Iod versetzt. Nun füllt man auf 100ml auf und erhält eine 0,3%ige Iod-Kaliumiodid-Lösung. In einem 600ml-Becherglas werden 500ml Wasser auf 60°C erhitzt.

Durchführung:
1.) Zwei Reagenzgläser werden zu einem Drittel mit der verdünnten Stärkelösung gefüllt und mit jeweils gleich vielen Tropfen Iod-Kaliumiodid-Lösung versetzt, so dass eine Blaufärbung auftritt. Die Blaufärbung bleibt nach dem Schütteln bestehen.
2.) Ein Reagenzglas wird in das 60° warme Wasserbad gestellt. Danach vergleicht man die Färbung der warmen Lösung mit der Färbung der kalten Lösung.
3.) Beim Abkühlen der warmen Lösung findet ebenfalls ein Farbeffekt statt, der genau beobachtet wird. Das Abkühlen kann durch das Halten des Reagenzglases unter einen Strahl kaltes Wasser beschleunigt werden.

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Beobachtungen:
Beim Erwärmen verschwindet die Blaufärbung, die Lösung wird farblos. Beim Abkühlen kehrt die blaue Färbung allmählich wieder zurück.

Theorie:
Iod reagiert mit Stärkelösung unter Bildung einer Blaufärbung. Die Reaktion beruht auf dem Einbau von Iodatomen in die Kettenmoleküle der Stärke, wobei Iodstärke entsteht. Die Reaktion verläuft exotherm unter Wärmeabgabe. Anhand der Färbungen kann die Lage des Gleichgewichts beurteilt werden. Nach dem Prinzip von Le Chatelier, weicht das chemische Gleichgewicht bei einer Erwärmung dem ausgeübten Zwang aus. Eine Erwärmung begünstigt also die endotherme Teilreaktion und das Gleichgesicht verschiebt sich in Richtung der Ausgangsstoffe (auf dem Bild rechts). Beim Abkühlen nimmt die exotherme Teilreaktion wieder zu und die Bildung der Iodstärke wird wieder begünstigt (auf dem Bild links).

Demonstration 3: Stickstoffdioxid-Distickstofftetroxid-Gleichgewicht

Vorbereitende Arbeiten:
Achtung: Diese Arbeiten dürfen nur in einem gut ziehenden Abzug durchgeführt werden! Stickstoffdioxid nicht einatmen! Lesen Sie bitte auch die Steckbriefe zum Stickstoffdioxid und zum Blei(II)-nitrat!

Grafik erstellt mit Labormaker
Ein Reagenzglas 20x180mm wird quer in ein Stativ gespannt und mit 4g Blei(II)-nitrat gefüllt. Die Apparatur wird gemäß der Zeichnung aufgebaut. Danach erhitzt man das Blei(II)-nitrat mit der nicht leuchtenden Brennerflamme kräftig, bis es sich zersetzt und rotbraunes Stickstoffdioxid entsteht. Man füllt die beiden starkwandigen Reagenzgläser (120x20mm) mit dem Gas, so dass beide Reagenzgläser mit der gleichen Färbung erscheinen. Danach verschließt man die Reagenzgläser so fest wie möglich mit einem Stopfen.

Durchführung:
1.) Zur Herstellung einer Kältemischung füllt man ein hohes 150ml-Becherglas mit 150ml zerstoßenem Eis und fügt 50g Calciumchlorid hinzu. Nach dem Umrühren misst man mit einem Thermometer die entstehende Temperatur. Als Alternative kann auch Trockeneis verwendet werden (Schutzhandschuhe verwenden!).
2.) Ein zweites Becherglas wird mit 30°C warmem Wasser gefüllt. Achtung: Bei höheren Temperaturen treibt es den Stopfen aus dem Reagenzglas, daher fest verschließen und nicht höher erwärmen!
3.) Die beiden Reagenzgläser mit dem Stickstoffdioxid werden demonstrativ gezeigt und die Färbungen verglichen. Dann stellt man das eine Reagenzglas in die Kältemischung, das andere in das warme Wasser. Nach einer Weile vergleicht man erneut die Färbungen und beobachtet wie sich die Färbungen mit der Zeit wieder angleichen. Die Reagenzgläser können auch auf einen Overheadprojektor gelegt werden.

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Beobachtungen:
Beim Abkühlen wird die gelbe Farbe heller, beim Erwärmen nimmt die Färbung wieder zu.

Theorie:
Beim Erhitzen des Blei(II)-nitrats entsteht rotbraunes Stickstoffdioxid:

2 Pb(NO₃)₂

2 PbO + 4 NO₂ + O₂

Unterhalb von 0°C wandeln sich die meisten Stickstoffdioxid-Moleküle in Distickstofftetroxid-Moleküle um:

2 NO₂

N₂O₄ DH_R = -57 kJ/mol

Nach dem Prinzip von Le Chatelier begünstigt eine Temperaturerniedrigung die exotherme Teilreaktion. Daher verschiebt sich das Gleichgewicht beim Abkühlen in Richtung des farblosen Distickstofftetroxids (in der Gleichung nach rechts). Eine Erwärmung begünstigt die endotherme Teilreaktion, es entsteht wieder mehr Stickstoffdioxid. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Bei 27°C sind ca. 20% des Distickstofftetroxid zu Stickstoffdioxid zerfallen. Unterhalb von 0°C kommen nur noch Spuren vor. Bei 150° liegt das Gleichgewicht fast ganz auf der Seite des Stickstoffdioxids. Darüber zerfällt Stickstoffdioxid in Stickstoffmonoxid und Sauerstoff:

2 NO₂

2 NO + O₂ DH_R = +114 kJ/mol

Ausblick:
Im Anschluss folgen Beispiel aus der Technik, wo chemische Gleichgewichte von Bedeutung sind, z.B. bei der Ammoniaksysnthese oder bei der Schwefelsäureherstellung. Die Schüler erkennen, dass das Gleichgewicht von äußeren Bedingungen abhängt. Der Begriff "Gleichgewicht" spielt in der Natur bei den ökologischen Gleichgewichten eine bedeutende Rolle. Ökosysteme sind komplexer als chemische Systeme.

Werden chemische Gleichgewichte mit ökologischen Gleichgewichten verglichen, erkennt man viele Gemeinsamkeiten. Beide Systeme erreichen bei bestimmten äußeren Bedingungen einen stabilen Zustand, beide versuchen bei Änderungen diese Stabilität wieder herzustellen und beide regulieren sich von selbst.

	Ökologisches Gleichgewicht	Chemisches Gleichgewicht
Kennzeichen:	Ein natürliches System bleibt im Gleichgewicht, indem seine Komponenten gerade soviel produzieren, um sich selbst zu erhalten, Beispiel: Mäusebussard und Mäuse	Ausgangs- und Endstoffe bei einer chemischen Reaktion kommen gleichzeitig in einem bestimmten Verhältnis vor, das von äußeren Bedingungen abhängt (Druck, Temperatur).
Einstellen des Gleichgewichts:	Es tritt Selbstregulation auf: Mehr Bussarde fressen mehr Mäuse, weniger Mäuse verursachen weniger Bussarde.	Das Gleichgewicht stellt sich in Abhängigkeit von den äußeren Bedingungen von selbst ein: Hin- und Rückreaktionen regulieren sich gegenseitig.

Dieses Thema führt dann zu den ökologischen Aspekten der Chemie hin. Stoffkreisläufe werden diskutiert und Themen wie Nachwachsende Rohstoffe oder Nachhaltigkeit kommen zur Sprache (zur Rolle des Sauerstoffs in nachfolgender Grafik siehe unter dem Begriff Gewässerverschmutzung).

Ökologischer Kreislauf in einem Gewässer

Literatur:

Helmut Boeck: Chemische Schulexperimente, Band 5, Verlag Harri Deutsch, 1978

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