Gleichgewichtsreaktionen

Als hygroskopisch bezeichnet man Stoffe, die Wasser aus der Umgebungsluft aufnehmen. Konzentrierte H₂SO₄ reagiert heftig mit Wasser unter starker Wärmefreisetzung (Protolyse). Da diese Reaktion sehr exotherm ist, liegt das Gleichgewicht stark auf der Seite der Produkte – die Säure „zieht" Wassermoleküle regelrecht aus der Luft, bis sich ein dynamisches Gleichgewicht eingestellt hat.

Der entscheidende Faktor ist der Wasserdampfdruck der Lösung. Verdünnte Schwefelsäure hat einen höheren Wasserdampfdruck als die Umgebungsluft → H₂O-Moleküle verdunsten. Konzentrierte H₂SO₄ hat dagegen einen sehr niedrigen Wasserdampfdruck → sie nimmt Wasser auf. Im Langzeitversuch gleichen sich beide Zylinder auf einen gemeinsamen Gleichgewichtszustand an. Mehr dazu auf der Seite Verschiebung des Gleichgewichts.

Ein chemisches Gleichgewicht liegt vor, wenn Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen. Äußerlich scheint die Reaktion zum Stillstand gekommen zu sein (makroskopische Konstanz), auf molekularer Ebene laufen aber ständig beide Richtungen ab (dynamisches Gleichgewicht). Im Langzeitversuch erkennt man das Gleichgewicht daran, dass sich die Füllhöhen der Zylinder nicht mehr verändern. Weitere Merkmale findest du auf der Seite Merkmale eines chemischen Gleichgewichts.

H₂SO₄ ist eine zweiprotonige Säure und gibt ihre Protonen in zwei Schritten ab:

1. Stufe (vollständig):
H₂SO₄ + H₂O → HSO₄⁻ + H₃O⁺

2. Stufe (unvollständig):
HSO₄⁻ + H₂O ⇌ SO₄²⁻ + H₃O⁺

Da HSO₄⁻ eine schwächere Säure ist, läuft die zweite Stufe nicht vollständig ab → daher enthält verdünnte Schwefelsäure sowohl SO₄²⁻- als auch HSO₄⁻-Ionen. Die Grundlagen zur Protolyse hast du in der 9. Klasse kennengelernt: Bronsted-Definition (Kl. 9).

Die Reaktion von konz. H₂SO₄ mit Wasser ist stark exotherm. Gibt man Wasser zu Säure, kann sich das Wasser an der Oberfläche spontan in Dampf verwandeln, was zu einem explosionsartigen Verspritzen der Säure führt. Richtig ist daher: immer Säure langsam in Wasser geben, nie umgekehrt! Die thermodynamischen Hintergründe (Reaktionsenthalpie) findest du in der Einheit Enthalpie H (Energetik).

Ein chemisches Gleichgewicht liegt vor, wenn Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen. Greift man von außen ein – z. B. durch Zugabe eines Stoffs – laufen beide Reaktionen vorübergehend unterschiedlich schnell. Bis sich ein neues Gleichgewicht einstellt, überwiegt eine der beiden Richtungen. Man sagt: Das Gleichgewicht wird nach links oder rechts verschoben. Mehr zu den Grundlagen: → Merkmale des chemischen Gleichgewichts.

Wird die Konzentration eines Stoffs erhöht, begünstigt das die Reaktionsrichtung, die diesen Stoff verbraucht. Erklärt wird das über das Kollisionsmodell: Mehr Teilchen bedeutet häufigere Zusammenstöße in der entsprechenden Reaktionsrichtung. Beispiel: Gibt man zum Eisenrhodanid-Gleichgewicht FeCl₃ zu, steigt die Fe³⁺-Konzentration → das GG verschiebt sich nach rechts → Lösung wird dunkler.

Im offenen System werden Produkte permanent aus dem Reaktionsgemisch entfernt (z. B. durch Verdampfen). Dadurch kann die Rückreaktion nicht stattfinden – denn sie benötigt die Produkte als Edukte. Das Gleichgewicht wird so weit nach rechts verschoben, bis alle Edukte verbraucht sind. Dieses Prinzip ist z. B. in der Ammoniaksynthese technisch genutzt.

Die Hinreaktion des Eisenrhodanid-Gleichgewichts ist exotherm (ΔH < 0). Die Rückreaktion ist damit endotherm. Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Reaktionsrichtung – also die Rückreaktion. Infolgedessen zerfällt mehr Fe(SCN)₃, und die rote Farbe verblasst. Umgekehrt: Kühlung (Eiswasser) begünstigt die exotherme Hinreaktion → Lösung wird dunkler.

Druckerhöhung begünstigt die Seite mit dem kleineren Volumen (weniger Gasteilchen). Beim Chlorethan-Gleichgewicht C₂H₅Cl (g) ⇌ C₂H₅Cl (l) bedeutet Druckerhöhung, dass mehr Dampf kondensiert (Flüssigkeit nimmt weniger Volumen ein). Bei Gasen mit unterschiedlicher Molzahl auf beiden Seiten (z. B. der Ammoniaksynthese: N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃) begünstigt Druck die Seite mit weniger Gasteilchen (hier die Produktseite mit 2 mol statt 4 mol).

Der Stechheberversuch ist ein Modellexperiment: Zwei Standzylinder (A und B) sind über Glasrohre verbunden. Flüssigkeit wird abwechselnd von A nach B und von B nach A transportiert – analog zu Hin- und Rückreaktion. Nach einigen Schritten sind die transportierten Portionen gleich groß: Das Modell hat das dynamische Gleichgewicht erreicht. Die eigentlichen Merkmale eines chemischen Gleichgewichts findest du auf der Seite Merkmale eines chemischen Gleichgewichts.

In Versuch 1 ist zu Beginn alles in A, in Versuch 2 alles in B. Trotzdem endet beides in derselben Gleichgewichtsverteilung. Das zeigt ein zentrales Merkmal chemischer Gleichgewichte: Der Gleichgewichtszustand ist unabhängig vom Startpunkt – er hängt nur von den Reaktionsbedingungen (Temperatur, Konzentration) ab, nicht davon, von welcher Seite man startet.

Ja! Im Gleichgewicht hört der Transport nicht auf. Pro Schritt fließt weiterhin Flüssigkeit von A nach B und von B nach A – nur die Mengen sind gleich groß. Makroskopisch sieht es aus wie Stillstand (die Füllhöhen ändern sich nicht mehr), mikroskopisch ist das System aktiv. Deshalb: dynamisches Gleichgewicht, nicht statisches. Dasselbe Prinzip gilt für chemische Reaktionen: Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig mit gleicher Geschwindigkeit ab.

Diagramm 1 (oben): Anzahl der gefüllten cm-Skalenabschnitte in den Glasrohren. Das dünne Rohr (langsamere Reaktionsrichtung) startet niedrig und steigt; das dicke Rohr (schnellere Richtung) startet hoch und fällt. Beide Kurven nähern sich asymptotisch einem gemeinsamen Plateau – dem Gleichgewichtszustand.

Diagramm 2 (unten): Das transportierte Volumen pro Schritt. Das dicke Rohr transportiert anfangs viel, das dünne wenig. Im Gleichgewicht transportieren beide pro Schritt gleich viel – die Kurven treffen sich.

Jedes Modell hat Grenzen. Beim Stechheberversuch sind das vor allem: Die Rohrdurchmesser sind fest – in echten Reaktionen können die Reaktionsgeschwindigkeiten durch Konzentration, Temperatur oder Katalysatoren verändert werden (siehe Prinzip von Le Chatelier). Außerdem ist der Stechheberversuch diskret (schrittweise), während chemische Reaktionen kontinuierlich ablaufen. Das Modell eignet sich gut zur Veranschaulichung des dynamischen Gleichgewichts, nicht aber zur quantitativen Beschreibung.

Ein chemisches Gleichgewicht ist durch drei Merkmale gekennzeichnet: (1) Es stellt sich von beiden Seiten ein – unabhängig vom Startpunkt. (2) Hin- und Rückreaktion laufen im Gleichgewicht gleich schnell ab (dynamisches Gleichgewicht). (3) Die Konzentrationen von Edukten und Produkten sind im Gleichgewicht konstant, aber i. d. R. verschieden.

Ganz gleich, ob man mit reinen Edukten, reinen Produkten oder einem beliebigen Gemisch startet – das System strebt immer denselben Gleichgewichtszustand an (bei gleichen Bedingungen). Das zeigt der Stechheberversuch modellhaft: Versuch 1 (Start: alles in A) und Versuch 2 (Start: alles in B) enden im selben Endzustand.

Nein – das ist ein häufiges Missverständnis. Im Gleichgewicht sind die Konzentrationen konstant, aber nicht notwendigerweise gleich groß. Wie das Verhältnis aussieht, beschreibt die Gleichgewichtskonstante K_c. Liegt K_c ≫ 1, überwiegen die Produkte; liegt K_c ≪ 1, überwiegen die Edukte.

Wenn Teilchen das System verlassen können (offenes System), kann sich kein stabiles Gleichgewicht einstellen – z. B. entweicht CO₂ beim Erhitzen von CaCO₃ im offenen Reagenzglas, und die Rückreaktion findet praktisch nicht statt. Im geschlossenen System (Stopfen drauf) bleibt das CO₂ im System, die Rückreaktion läuft ab, und es stellt sich ein Gleichgewicht ein.

Offenes System: Austausch von Energie und Teilchen mit der Umgebung (z. B. Kochtopf ohne Deckel, lebender Organismus). Geschlossenes System: Nur Energieaustausch, keine Teilchen (z. B. Reagenzglas mit Stopfen, Dampfkochtopf). Abgeschlossenes System: Weder Energie- noch Teilchenaustausch (Thermoskanne, Universum – idealisiert). Alle drei Typen sind detailliert auf der Seite Thermodynamische Systeme (Energetik) beschrieben.

Schau dir nochmals die Merkmale eines chemischen Gleichgewichts an. Ein echtes Gleichgewicht wird vom gleichen Endzustand aus erreicht – egal von welcher Seite man startet.

Bei einer Kondensationsreaktion verbinden sich zwei Moleküle unter Abspaltung eines kleinen Moleküls – hier Wasser. Bei der Veresterung reagiert die Carboxylgruppe (–COOH) der Carbonsäure mit der Hydroxylgruppe (–OH) des Alkohols: Beide funktionellen Gruppen treten miteinander in Wechselwirkung, und als Nebenprodukt entsteht ein Wassermolekül. Mehr zur Carboxylgruppe findest du auf der Seite Funktionelle Gruppe der Monocarbonsäuren (Kl. 10).

Der Mechanismus verläuft in vier reversiblen Schritten: (1) Ein Proton (H⁺) lagert sich an das Carbonyl-Sauerstoffatom der Carbonsäure – es entsteht ein Carbokation. (2) Ein freies Elektronenpaar des Alkohols greift das Carbokation an – es bildet sich ein Oxoniumkation. (3) Nach einer Protonenumlagerung wird Wasser abgespalten und erneut ein Carbokation gebildet. (4) Durch Protonenabspaltung entsteht der fertige Ester, und H⁺ wird regeneriert.

Weil es sich um ein echtes chemisches Gleichgewicht handelt. Das Gleichgewicht wird dynamisch erreicht: Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig ab, bis ihre Geschwindigkeiten gleich groß sind. Egal ob man mit 1 mol Carbonsäure + 1 mol Alkohol (Hinreaktion) oder mit 1 mol Ester + 1 mol Wasser (Rückreaktion) startet – der Endzustand ist identisch: ca. ⅔ mol Ester und ⅔ mol Wasser liegen neben ⅓ mol Carbonsäure und ⅓ mol Alkohol vor. Mehr zu den Merkmalen eines Gleichgewichts: Merkmale eines chemischen Gleichgewichts.

Nach dem Prinzip von Le Chatelier kann das Gleichgewicht verschoben werden, indem man:
• einen der Reaktionspartner im Überschuss einsetzt (z. B. mehr Alkohol),
• ein Produkt laufend entzieht (z. B. Wasser durch Destillation oder mit einem Trockenmittel entfernt).
Hinweis: Ein Katalysator (konz. H₂SO₄) beschleunigt lediglich die Gleichgewichtseinstellung – er verschiebt das Gleichgewicht nicht.
Mehr dazu: Prinzip von Le Chatelier.

Man misst quantitativ die verbliebene Carbonsäuremenge durch Titration mit Natronlauge (NaOH) und dem Indikator Phenolphthalein. Aus dem NaOH-Verbrauch lässt sich n(Carbonsäure) berechnen: n = c(NaOH) · V(NaOH). Beim Gleichgewichtsansatz verbraucht man nur noch ⅓ des ursprünglichen NaOH-Verbrauchs, was zeigt, dass ⅔ der Essigsäure abreagiert haben. Mehr zur Säure-Base-Titration: Säure-Base-Titration (Kursstufe).

Ein längerer Pfeil zeigt die bevorzugte Reaktionsrichtung an. Zeigt der längere Pfeil nach rechts (→⇌), liegt das Gleichgewicht auf der Produktseite – es bilden sich mehr Produkte als Edukte. Zeigt er nach links (⇌←), überwiegen die Edukte. Gleich lange Pfeile (⇌) bedeuten: ähnlich viele Edukte und Produkte im Gleichgewicht. Das genaue Verhältnis beschreibt der K_c-Wert.

Die Geschwindigkeit einer Reaktion hängt davon ab, wie oft sich Teilchen treffen und zusammenstoßen. Die Anzahl der Treffermöglichkeiten ist proportional zum Produkt der Teilchenzahlen (bzw. Konzentrationen) der Reaktionspartner: Wenn n(A) = 2 und n(B) = 2, gibt es 2 · 2 = 4 Treffermöglichkeiten. Bei n(A) = 3 und n(B) = 3 sind es 3 · 3 = 9. Dieses Prinzip bildet die Grundlage des Massenwirkungsgesetzes.

Für die Reaktion A + B → Produkte gilt nach dem Kollisionsmodell: v ∝ [A] · [B]. Verdoppelt man nur [A] (von 1 auf 2), verdoppeln sich die Treffermöglichkeiten. Verdoppelt man beide Konzentrationen, vervierfachen sich die Treffermöglichkeiten (2 · 2 = 4). Die Reaktionsgeschwindigkeit steigt also quadratisch, wenn man beide Eduktkonzentrationen verdoppelt. Wichtig: Das gilt analog für die Rückreaktion mit den Produktkonzentrationen.

Ein Katalysator bildet ein energieärmeres Zwischenprodukt (AK) mit einem der Reaktionspartner. Dadurch ist die Aktivierungsenergie für die Hinreaktion und für die Rückreaktion gleichermaßen kleiner. Beide Reaktionen werden schneller – aber im gleichen Verhältnis. Da sich beide Geschwindigkeiten proportional ändern, bleibt das Gleichgewicht (K_c) unverändert.
Merksatz: Ein Katalysator verändert nicht, wo das Gleichgewicht liegt, sondern nur, wie schnell es erreicht wird. Mehr zur Verschiebung des Gleichgewichts: Prinzip von Le Chatelier.

Die Reaktionsenthalpie ΔH ist der Energieunterschied zwischen Edukten und Produkten – sie beschreibt, ob eine Reaktion exotherm (ΔH < 0) oder endotherm (ΔH > 0) ist. Die Aktivierungsenergie E_A ist die Energiebarriere, die Teilchen überwinden müssen, damit die Reaktion überhaupt abläuft. Ein Katalysator senkt E_A, ändert aber nicht ΔH. Die thermodynamischen Hintergründe zu ΔH findest du in der Energetik: Enthalpie H.

Benzoesäure besteht aus einem großen unpolaren Benzolring und einer kleineren polaren Carboxylgruppe (–COOH). Da „Ähnliches Ähnliches löst", ist der unpolare Anteil so dominant, dass die Wasserlöslichkeit sehr gering bleibt – obwohl die –COOH-Gruppe H-Brücken zu Wasser ausbilden kann. Mehr zur Struktur von Benzol und seinen Derivaten: → Aromaten (Kursstufe).

Benzoesäure ist eine schwache Säure: Sie gibt Protonen nur in geringem Umfang an Wasser ab. Im Gleichgewicht überwiegen daher die Edukte (undissoziierte Benzoesäure + Wasser) gegenüber den Produkten (Benzoat-Ion + Hydronium-Ion). Man sagt: das Gleichgewicht liegt links. Ein kleiner K_c-Wert (K_s ≈ 6,3 · 10⁻⁵) bestätigt das. Grundlagen zur Gleichgewichtslage: → Merkmale eines chemischen Gleichgewichts.

Natronlauge enthält OH⁻-Ionen (eine starke Base). Diese reagieren mit der Benzoesäure vollständig zu Natriumbenzoat (C₆H₅COO⁻ Na⁺) und Wasser. Das Benzoat-Ion ist gut wasserlöslich → die zuvor trübe Suspension wird klar. Diese vollständige Reaktion ist möglich, weil NaOH eine viel stärkere Base ist als Wasser. Verwandte Grundlagen: → Neutralisation (Kl. 9).

Salzsäure (HCl) ist eine starke Säure und gibt bereitwillig Protonen an das Benzoat-Ion ab. Dabei wird Benzoesäure zurückgebildet, die sich wegen ihrer geringen Wasserlöslichkeit sofort als weißer Feststoff abscheidet (Lösung wird trüb). Stärkere Säuren verdrängen schwächere Säuren aus ihren Salzen – ein direktes Anwendungsbeispiel des Stärke-Prinzips von Säuren und Basen (Kl. 9).

Im Zahlenbeispiel liegen im Gleichgewicht vor: A = 800, B = 800, C = 200, D = 200 (gleiche Einheit, z. B. mmol/L). Das Massenwirkungsgesetz ergibt:

K_c = [C] · [D] / ([A] · [B]) = 200 · 200 / (800 · 800) = 40.000 / 640.000 ≈ 0,0625

Ein K_c < 1 zeigt: die Edukte überwiegen im Gleichgewicht (Gleichgewicht liegt links). Mehr dazu: → Massenwirkungsgesetz (MWG).