Sind alle chemischen Reaktionen Gleichgewichtsreaktionen? Eine Gleichgewichtsreaktion ist eine Reaktion, bei der die Reaktionsgeschwindigkeiten der beiden Teilreaktionen gleich sind. Gibt es wirklich irreversible Reaktionen? Oder liegt das Gleichgewicht so weit rechts, dass wir es irreversibel nennen, es sich aber tatsächlich um eine Gleichgewichtsreaktion handelt?
Diskussion zwischen zwei Wissenschaftlern:
Man sagt, dass es zwar irreversible Reaktionen gibt, bei denen es zwar zu Kollisionen auf molekularer Ebene kommt, die aber nicht zu einer Reaktion führen. Die andere besagt, dass eigentlich alle Reaktionen Gleichgewichtsreaktionen sind, aber dann mit einem ausgeprägten Gleichgewicht nach rechts … Natürlich wird eine Reaktion als beendet bezeichnet, wenn eines der resultierenden Produkte nicht mehr zur Reaktion zur Verfügung steht (Niederschlag, Gas …) , aber passiert, gibt es wirklich nichts mehr in einem geschlossenen Raum?
Antworten
Liebe Lisa,
Sehr schöne Frage!
Ich verstehe, warum es zwei Standpunkte gibt. Sie können eine chemische Reaktion durch die „Augen“ der Thermodynamik und durch die „Augen“ der chemischen Kinetik betrachten.
Wenn wir uns die Thermodynamik ansehen, ist es die Änderung der freien Energie (Delta G), die uns sagt, ob eine Reaktion beendet ist oder nicht, mit anderen Worten, wo das chemische Gleichgewicht ist. Wenn Delta G stark negativ ist, wird die Reaktion zur Produktseite abfallen, wenn Delta G stark positiv ist, wird die Reaktion nicht fortgesetzt und das Gleichgewicht wird zur Seite der Reaktanten hin verlaufen. Delta G steht daher in Beziehung zur Gleichgewichtskonstante K, die die Gleichgewichtskonzentrationen von Produkten und reagierenden Stoffen enthält. Die Thermodynamik betrachtet also die Gleichgewichtskonzentrationen der beteiligten Produkte im Reaktionsvolumen.
Aber…
Ein stark negatives Delta G bedeutet nicht, dass tatsächlich eine Reaktion stattfindet. Ein schönes Beispiel ist die Verbrennung von Holz: eine Reaktion zwischen Zellulose und Sauerstoffgas. Holzstühle entzünden sich bei Raumtemperatur nicht von selbst: Zum Starten der Reaktion wird Energie benötigt: die Aktivierungsenergie. Dies ist Teil der Kollisionstheorie, wo eine Kollision zwischen reagierenden Stoffen auch genügend Energie haben muss. Im Beispiel von Holz könnten Sie die Verbrennung starten, indem Sie eine brennende Fackel lange genug unter den Sitz legen. Sobald die Reaktion gestartet ist, kann die freigesetzte freie Energie (Delta G) verwendet werden, um die Reaktion aufrechtzuerhalten, aber ohne diese Anfangsinvestition wird in diesem Beispiel nichts passieren.
Ich sehe mich also eher im Lager der Kollisionstheorie, wo eine Reaktion nur dann weitergehen kann, wenn die reagierenden Moleküle richtig zusammenstoßen und auch genug Energie haben, um chemische Bindungen aufzubrechen. Denn damit fängt alles an: Um eine neue Bindung eingehen zu können, muss eine andere Bindung zunächst ausreichend destabilisiert werden. Die Aktivierungsenergie bestimmt die Geschwindigkeitskonstanten einer Reaktion (in eine bestimmte Richtung). Die Rückreaktion hat ihre eigene Aktivierungsenergie und damit ihre eigene Geschwindigkeitskonstante.
Da eine Reaktion nur starten kann, wenn die Aktivierungsenergie vorhanden ist, wage ich zu behaupten, dass auf molekularer Ebene die Thermodynamik aus der Kinetik folgt. Aber jetzt ist es wahr, dass das Verhältnis zwischen den Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion gleich der Gleichgewichtskonstante ist. Und dann sind wir wieder im Bereich der Thermodynamik.
Das Huhn oder das Ei, Thermodynamik oder Kinetik … Glücklicherweise muss es kein Problem sein und wir verwenden das Modell, das am besten zu der Frage passt, die wir zu lösen versuchen. Genauso wie man Eier für ein Omelett verwendet und kein ganzes Huhn. 😉
Beantwortet von
Prof. Dr. Geert-Jan Graulus
(Bio-)Chemie Proteinbasierte Materialien Biosensoren zur Geweberegeneration
Campusgebäude der Agoralaan-Universität D BE-3590 Diepenbeek
http://www.uhasselt.be/
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