Zwei Wege, ein Ziel
- Anknüpfung:Im geschlossenen System laufen Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ab (2.2.1).
- Versuch (Bodenstein):Wasserstoff und Iod reagieren im verschlossenen Kolben bei etwa 450 °C: \(\ce{H2 + I2 <=> 2 HI}\).
- Beobachtung:die violette Iodfarbe wird schwächer und bleibt dann gleich — es bleibt immer Iod übrig.
- Umgekehrt:reines Iodwasserstoff-Gas zerfällt teilweise, bis dieselbe Farbe erreicht ist.
Ziehe die Zeitmarke durch beide Diagramme (oder Tab und ←/→) und lies Konzentrationen und Geschwindigkeiten ab. Blende dann den Start mit reinem HI ein und lege beide Versuche übereinander.
Halte fest: Von beiden Seiten stellt sich derselbe Endzustand ein. Dort sind Hin- und Rückreaktion gleich schnell — die Konzentrationen bleiben konstant, obwohl beide Reaktionen weiterlaufen.
Stillstand nur scheinbar
- Hinreaktion:ihre Geschwindigkeit sinkt, weil die Edukt-Konzentrationen abnehmen (2.1.2).
- Rückreaktion:sie wird schneller, weil immer mehr Produkt vorliegt.
- Gleichgewicht:beide sind gleich schnell — pro Zeit entsteht so viel HI, wie zerfällt.
Chemisches Gleichgewicht: \(v_{\text{hin}} = v_{\text{rück}} \neq 0\)
- Kennzeichen:geschlossenes System, konstante (nicht gleiche!) Konzentrationen, von beiden Seiten erreichbar.
- Dynamisch:gibt man radioaktives Iod \(^{131}\ce{I2}\) ins Gleichgewicht, taucht es bald auch im HI auf.
Allgemeine Hinweise
Gleich schnell, nicht gleich viel
Im Gleichgewicht sind die Geschwindigkeiten gleich, nicht die Konzentrationen. Im Beispiel liegen rund siebenmal so viel HI wie H₂ vor.
Nicht zu Ende
Konstante Konzentrationen heißen nicht, dass die Reaktion beendet ist: \(v_{\text{hin}}\) und \(v_{\text{rück}}\) sind nicht null.
Diagramm lesen
Im c-t-Diagramm erkennen Sie das Gleichgewicht daran, dass alle Kurven waagrecht werden — im v-t-Diagramm treffen sich die beiden Geschwindigkeitskurven.