Chemische Gleichgewichte

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Chemisches Gleichgewicht bezeichnet den Zustand einer umkehrbaren chemischen Reaktion, bei dem die Hin- und Rückreaktionen mit gleicher Geschwindigkeit ablaufen. Dadurch bleiben die Konzentrationen der beteiligten Stoffe zeitlich konstant, obwohl die Reaktionen weiterhin stattfinden (dynamisches Gleichgewicht).

Grundlagen

Bei jeder umkehrbaren Reaktion wird nach einer gewissen Zeit ein Gleichgewichtszustand erreicht, in dem die Konzentrationen der Reaktionspartner konstant bleiben. Dieses Verhältnis lässt sich durch das Massenwirkungsgesetz (MWG) beschreiben.

Gasgleichgewichte

Als Gasgleichgewichte bezeichnet man chemische Gleichgewichte, an denen ausschließlich Gase beteiligt sind.

Der Partialdruck ist der Anteil des Gesamtdrucks, der auf eine einzelne Komponente eines Gasgemisches entfällt. Er ist proportional zum Volumenanteil des jeweiligen Gases.

Das Massenwirkungsgesetz kann für gasförmige Systeme mithilfe der Partialdrücke formuliert werden. Die Beziehung zwischen den Gleichgewichtskonstanten \( K_c \) (konzentrationsabhängig) und \( K_p \) (druckabhängig) ergibt sich aus der allgemeinen Gasgleichung:

$p\cdot V=n\cdot R\cdot T$

wobei R die universelle Gaskonstante (≈ 8,3145 J·mol⁻¹·K⁻¹) ist. Für das Verhältnis zwischen beiden Konstanten gilt:

$K_p=K_c\cdot (R\cdot T{)}^{\mathrm{\Delta }\nu }$

Säure-Base-Gleichgewichte

Die Beschreibung von Säure-Base-Gleichgewichten erfolgt nach der Brønsted-Theorie.

• Eine Säure ist ein Protonendonator (gibt ein H⁺-Ion ab).
• Eine Base ist ein Protonenakzeptor (nimmt ein H⁺-Ion auf).
• Ein Ampholyt kann je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren.

Beispiele:

• Säuren: HNO₃, NH₄⁺, H₂SO₄, H₃O⁺, CH₃COOH
• Basen: CH₃COO⁻, OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻
• Ampholyte: H₂O, HSO₄⁻, H₂PO₄⁻

Korrespondierende Säure-Base-Paare

Wenn eine Säure (z. B. HCl) ein Proton abgibt, entsteht eine Base (Cl⁻). Beide bilden ein korrespondierendes Säure-Base-Paar. Die Paare unterscheiden sich immer um genau ein Proton.

Allgemein gilt:

$\mathrm{H}\mathrm{A}⟷\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$

Ein Beispiel ist die Reaktion:

$HCl+H_{2}O\rightleftharpoons C{l}^{-}+H_3{O}^{+}$

Dabei bilden sowohl HCl/Cl⁻ als auch H₂O/H₃O⁺ korrespondierende Paare.

Autoprotolyse

Ein Ampholyt kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Treffen zwei identische Ampholyte aufeinander, kann eine Autoprotolyse stattfinden.

Im Fall von Wasser:

$2H_{2}O\rightleftharpoons H_3{O}^{+}+O{H}^{-}$

Diese Reaktion verläuft endotherm (ΔRₕ = 57 kJ·mol⁻¹). Wegen des geringen Umsatzes gilt die Wasserkonzentration als konstant. Daraus ergibt sich das Ionenprodukt des Wassers:

$K_w=[H_3{O}^{+}]\cdot [O{H}^{-}]$

Bei 25 °C gilt:

$K_w=10^{-14}(\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}/\mathrm{L}{)}^2$

In reinem Wasser sind die Konzentrationen beider Ionen gleich:

$[H_3{O}^{+}]=[O{H}^{-}]=10^{-7}\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}/\mathrm{L}$

Das Ionenprodukt gilt auch für verdünnte wässrige Lösungen.

pH- und pOH-Wert

Der pH-Wert einer Lösung beschreibt die Konzentration der Hydronium-Ionen:

$pH=-{\log }_{10}[H_3{O}^{+}]$

Analog wird der pOH-Wert definiert:

$pOH=-{\log }_{10}[O{H}^{-}]$

Zwischen beiden Größen besteht der Zusammenhang:

$pH+pOH=14$

Siehe auch

• Massenwirkungsgesetz
• Säure-Base-Theorie