Die Natur -
Ein System der Gleichgewichte
Experimentalvortrag (OC)Tobias RockslohSoSe 2011
1
„Wahre Ruhe ist nicht Mangel an Bewegung.
Sie ist Gleichgewicht der Bewegung.“
Ernst Freiherr von Feuchtersleben, 1840
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Vortragsziele
Das Aufzeigen von Gleichgewichten als eine zentrale Eigenschaft der belebten und unbelebten Natur
Darstellung der Schul- und Lehrplanrelevanz des Themas
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Ablauf
1. Einführung
4
2. Phasengleichgewichte 3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
5. Steuerung der Gleichgewichte
5
1. Einführung
Statisches Gleichgewicht:
Ein System im Ruhezustand
Dynamisches Gleichgewicht:
Zwei gegenläufige Prozesse gleichen sich aus
Ablauf
1. Einführung
6
2. Phasengleichgewichte 3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
5. Steuerung der Gleichgewichte
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2. Phasengleichgewichte
Der Aggregatzustand
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2. Phasengleichgewichte
Der Phasenbegriff
Phase: Räumlicher Bereich, den eine Substanz ohne erkennbare Grenzflächen
in seinem Inneren einnimmt.
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2. Phasengleichgewichte
Ein-Komponenten-System: Wasser/Wasserdampf
Beobachtung: Der freie Raum über der Flüssigkeit reichert sich bis zu einer
bestimmten Konzentration mit dem Dampf der Flüssigkeit an.
20° C
0.023 bar
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2. Phasengleichgewichte
Maxwell-Boltzmann-Verteilung
Maxwell-Boltzmann-Verteilung: Die kinetische Energie und damit die
Geschwindigkeit der Flüssigkeitsteilchen schwanken um einen Mittelwert.
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2. Phasengleichgewichte
Maxwell-Boltzmann-Verteilung
Maxwell-Boltzmann-Verteilung: Die kinetische Energie und damit die
Geschwindigkeit der Flüssigkeitsteilchen schwanken um einen Mittelwert.
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2. Phasengleichgewichte
Ein-Komponenten-System: Wasser/Wasserdampf
Dynamisches Gleichgewicht: Anzahl der Teilchen, die in Gasphase
übergehen Anzahl der Teilchen, die flüssige Phase verlassen.≙
20° C 100° C 300° C
0.023 bar 1.013 bar 85.88 bar
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2. Phasengleichgewichte
Dampfdruck
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2. Phasengleichgewichte
Zustandsdiagramm des Wassers
20°C
0.023 bar
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2. Phasengleichgewichte
Demonstration 1: Dampfdruck
Demonstration 1
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2. Phasengleichgewichte
Demonstration 1: Dampfdruck
Ablauf
1. Einführung
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2. Phasengleichgewichte 3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
5. Steuerung der Gleichgewichte
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3. Lösungsgleichgewichte
Definition: Lösung
Lösung: Eine Mischung von Verbindungen, die eine einheitliche
Zusammensetzung (eine Phase) hat.
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3. Lösungsgleichgewichte
Der Lösungsprozess
Solvatation: Umhüllung von gelösten Teilchen durch Lösungsmittelmoleküle
aufgrund von anziehenden Kräften (Hydratation: Solvatation in Wasser).
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3. Lösungsgleichgewichte
Definition: Löslichkeit
Die Löslichkeit eines Stoffes ist u.a. abhängig von:
1. Art und Stärke der Anziehungskräfte zwischen:
a) den Lösungsmittelteilchen
b) den Lösungsmittelteilchen und den gelösten Teilchen
c) den gelösten Teilchen
2. Verhältnis von Lösungsmittel und gelösten Teilchen (≙ Konzentration)
3. Temperatur
Löslichkeit: Die Eigenschaft eines Stoffes, sich unter homogener Verteilung
der Teilchen dieses Stoffes im Lösungsmittel zu vermischen.
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3. Lösungsgleichgewichte
Einfluss der Molekülstruktur auf die Löslichkeit
Polarität: Getrennte Ladungsschwerpunkte aufgrund einer ungleichen
Verteilung der Elektronendichte im Molekül.
Polar Unpolar
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3. Lösungsgleichgewichte
Einfluss der Molekülstruktur auf die Löslichkeit
Prinzip: Similia similibus solvuntur
(Lat.: Ähnliches wird von Ähnlichem gelöst.).
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3. Lösungsgleichgewichte
Definition: Lösungsgleichgewicht
Phase β
Phase α
Lösungsgleichgewicht: Gleichgewicht, das sich bei der Verteilung eines
Stoffes zwischen zwei Phasen einstellt.
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3. Lösungsgleichgewichte
Kombinationen von Lösungsgleichgewichten
Kombinationen:
a) Verteilung des Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten
b) Verteilung des Stoffes zwischen einer Gasphase und der Lösung
c) Verteilung des Stoffes zwischen einer festen Phase und der Lösung
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3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Versuch 1
26
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 0 h
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3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 24 h
28
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 48 h
29
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 96 h
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3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
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Verteilungskoeffizient
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
ṽButanol → Wasser = k1 • cButanol (Rhodamin b) [1]
ṽWasser → Butanol = k2 • cWasser (Rhodamin b) [2]
Im Gleichgewicht:
ṽButanol → Wasser = ṽWasser → Butanol [3]
k1 • cButanol (Rhodamin b) = k2 • cWasser (Rhodamin b) [4]
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Prozess: Kronzentrationsgradient vs. Löslichkeitsgradient
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Rhodamin b in Butanol Rhodamin b in Wasser Rhodamin b in Butanol
Konzentrationsgradient
Löslichkeitsgradient
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Zugabe Farbstoff
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
34
Konzentrationsgradient überwiegt Löslichkeitsgradient.
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
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3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
36
Konzentrationsgradient überwiegt Löslichkeitsgradient.
Im Gleichgewicht: Löslichkeitsgradient überwiegt Konzentrationsgradient.
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
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3. Lösungsgleichgewichte
Kombinationen von Lösungsgleichgewichten
Kombinationen:
a) Verteilung des Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten
b) Verteilung des Stoffes zwischen einer Gasphase und der Lösung
c) Verteilung des Stoffes zwischen einer festen Phase und der Lösung
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3. Lösungsgleichgewichte
Henry-Dalton-Gesetz
Prinzip: Die Konzentration eines Gases in einer Lösung ist proportional zu dem
Dampfdruck des Gases über der Lösung.
Gas A in Lösung Gas A im Gasgemisch über der Lösung
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3. Lösungsgleichgewichte
Kombinationen von Lösungsgleichgewichten
Kombinationen:
a) Verteilung des Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten
b) Verteilung des Stoffes zwischen einer Gasphase und der Lösung
c) Verteilung des Stoffes zwischen einer festen Phase und der Lösung
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3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Demonstration 2
42
3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Prinzip: Freisetzung der Blattfarbstoff durch mechanische Zerstörung
der Zellwand und Zellmembranen.
CH3
CH3
N
N
N
N
Mg2+
CH3
CH3
CH3
CH2
OO
CH3CH3
CO2
CH3
CH3
43
3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
CH3CH3
HCH3CH3
CH3 CH3
CH3
CH3CH3 CH3
CH3
CH3
N
N
N
N
Mg2+
HOC
CH3
CH3
CH2
OO
CH3CH3
CO2
CH3
CH3
→ α-Carotin
Carotin
Chlorophyll a
Chlorophyll b
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3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Schwach polar
Polar
Unpolar
Polare, stationäre Phase
Unpolares Lösungsmittel
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3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Chlorophyll a/b
an stationärer Phase (Kreide)
Chlorophyll a/b
an mobiler Phase (Ethanol)
Carotin
an stationärer Phase (Kreide)
Carotin
an mobiler Phase (Ethanol)
Prinzip: Trennung der Stoffe aufgrund unterschiedlicher Lösungsgleichgewichte
zwischen stationärer Phase und mobiler Phase.
Ablauf
1. Einführung
46
2. Phasengleichgewichte 3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
5. Steuerung der Gleichgewichte
47
4. Das chemische Gleichgewicht
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktion: Vorgang, bei dem eine oder mehrere Verbindungen
in andere umgewandelt werden.
48
4. Das chemische Gleichgewicht
Versuch 2: Iod-Stärke Reaktion
Versuch 2
49
4. Das chemische Gleichgewicht
Versuch 2: Iod-Stärke Reaktion
Prinzip: Umkehrbare Einlagerung der Polyiodidketten
in das Stärkepolymer.
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4. Das chemische Gleichgewicht
Reversible Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen (Hin- bzw.
Rückreaktion) laufen gleichschnell ab.
51
4. Das chemische Gleichgewicht
Reversible Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen laufen
gleichschnell ab.
52
4. Das chemische Gleichgewicht
Reversible Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen laufen
gleichschnell ab.
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4. Das chemische Gleichgewicht
Das Massenwirkungsgesetz
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen laufen
gleichschnell ab.
αA + εE xX + zZ
Ablauf
1. Einführung
54
2. Phasengleichgewichte 3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
5. Steuerung der Gleichgewichte
55
5. Steuerung der Gleichgewichte
Das Prinzip von Le Chatelier
Henry Louis Le Chatelier
(1850 – 1936)
Prinzip des kleinsten Zwanges: „Übt man auf ein
System, das im Gleichgewicht ist, durch Druck,-
Temperatur-, oder Konzentrationsänderungen einen
Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht. Es
stellt sich ein neues Gleichgewicht ein, bei dem der
Zwang vermindert ist“
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Parameter zur Steuerung des Gleichgewichts
Gleichgewicht Paramter Beispiel
Phasengleichgewicht Druck, Temperatur
Lösungsgleichgewicht Druck,Temperatur,Konzentration
Chemisches Gleichgewicht Druck,Temperatur,Konzentration
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 3: Steuerung von Lösungsgleichgewichten
Versuch 3
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 3: Steuerung von Lösungsgleichgewichten
Prinzip: Die Konzentration eines Gases in einer Lösung ist proportional zu dem
Dampfdruck des Gases über der Lösung.
CO 2 (g) CO2 (aq)
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 4: Steuerung des chemischen Gleichgewichts
Versuch 4
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 4: Steuerung des chemischen Gleichgewichts
Prinzip: Ein Überschuss an Anthracen bewirkt ein Ausweichen des Systems in
Richtung des kleineren Zwanges, die Seite des Produkts.
OH
O2N NO2
NO2
+
OH
O2N NO2
NO2
Anthracen Pikrinsäure Anthracenpikrat
e-Donore-Akzeptor
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 5: Katalyse
Versuch 5
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 5: Katalyse
NH2
O
NH2OH
O
NH2
HH
O+
NH2
O-
NH2
HHO
NH3+
spontan
CO2 + NH3
alkalisch
Mechanismus: Nucleophiler Angriff des Wassers am elektrophilen
Carbonylkohlenstoff und anschließender Zerfall der tetraedrischen Zwischenstufe.
NH3(aq) + OH2 NH4+
(aq) + OH-(aq)
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 5: Katalyse
Prinzip: Der Harnstoff-Urease-Komplex besitzt eine geringere potentielle Energie als
Harnstoff. Die Aktivierungsenergie sinkt, die Reaktion verläuft schneller.
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Wirkung von Katalysatoren
→ Erhöhen die Geschwindigkeit der Reaktion, ohne selbst
verbraucht zu werden.
→ Katalysieren Hin- und Rückreaktion, d.h. es wird die Einstellung des
Gleichgewichts beschleunigt, jedoch nicht dessen Lage.
NH2
O
NH2
HHO
OH
O
NH2NH3+
Urease
Ablauf
1. Einführung
65
2. Phasengleichgewichte 3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
5. Steuerung der Gleichgewichte
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4. Die Lehrplanrelevanz des Themas
Versuch: Lehrplanrelevanz
Verteilung von Rhodamin zwischen Butanol
und Wasser
9 G1: Wassermolekül als Dipol
Q4 LK/GK: Angewandte Chemie: Farbstoffe
Iod-Stärke-Reaktion Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Fächerübergreifender Unterricht mit der Biologie
Kohlensäure im Mineralwasser:
Das Prinzip von Le Chatelier
Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Darstellung von Anthracenpikrat Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Q4 LK/GK: Angewandte Chemie: Farbstoffe
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4. Die Lehrplanrelevanz des Themas
Versuch Lehrplanrelevanz
Katalyse: Zersetzung von Harnstoff durch
Urease
Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Fächerübergreifender Unterricht mit der Biologie
Demonstration Lehrplanrelevanz
Dampfmaschine 7 G1: Stoffe unterscheiden und isolieren: Der Aggregatzustand
Fächerübergreifender Unterricht mit der Physik
Säulenchromatographie:
Auftrennung der Blattfarbstoffe
Q4 LK/GK: Angewandte Chemie: Farbstoffe
Fächerübergreifender Unterricht mit der Biologie
Vielen Dank für die Aufmerksamkeit !
68
Hessisches Kultusministerium. Lehrplan Chemie für die Jahrgangsstufen G7 bis G12
http://www.kultusministerium.hessen.de/irj/HKM_Internet?uid=3b43019a-
8cc6-1811-f3ef-ef91921321b2 (Zugriff 10.11.2011)
Hollemann, A. F., Wiberg, E., Wiberg, N. (2007). Lehrbuch der Anorganischen Chemie.
102. Auflage. Berlin, New York: de Gruyter.
Jander, Blasius (2006). Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen
Chemie. 16. Auflage. Stuttgart: S. Hirzel Verlag.
69
Literatur- und Quellenverzeichnis
Mortimer, C. E. (2001). Chemie – Das Basiswissen der Chemie. 7. Auflage. Stuttgart,
New York: Georg Thieme Verlag.
Unfallkasse Hessen, Hessisches Kultusministerium. Hessisches
Gefahrstoffinformationssystem Schule - HessGISS. Version 11. 2006/2007.
http://www.mineralienatlas.de/VIEW.php?param=1113766097.max (8.10.2011)
http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Datei:Waldhaus_Gasterntal_Plan5.JPG&filetimestamp=20100828092422 (8.10.2011)
70
Literatur- und Quellenverzeichnis
http://www.mineralienatlas.de/VIEW.php?param=1113766097.max (8.10.2011)
http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Datei:Waldhaus_Gasterntal_Plan5.JPG&filetimestamp=20100828092422 (8.10.2011)
http://www.axel-schunk.de/experiment/edm0909.html (11.11.2011)
http://www.chemie-master.de/FrameHandler.php?loc=http://www.chemie-master.de/lex/begriffe/h04.html (29.9.2011)
http://www.dampfspeck.de/attachments/Image/Skizze.jpg (9.9.2011)
http://www.chemgapedia.de/vsengine/media/vsc/de/ch/4/cm/kinetik/bilder/profil2.gif(1.9.20111)
http://www.itusozluk.com/gorseller/le+chatelier/271065 (7.9.2011)
71
Literatur- und Quellenverzeichnis
72
Literatur- und Quellenverzeichnis
http://www.mineralienatlas.de/VIEW.php?param=1113766097.max (8.10.2011) http://www.cornelsen.de/fm/649/ideal_gas.gif (25.11.2011)
http://www.hamm-chemie.de/images/k10/dipol.jpg (8.11.2011)