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B. Gleichgewichtskonstanten - Biologie

B. Gleichgewichtskonstanten - Biologie



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Ohne viel Erfahrung in der Chemie ist es schwierig, nur die Reaktanten und Produkte zu betrachten und festzustellen, ob die Reaktion irreversibel oder reversibel ist und entweder Reaktanten oder Produkte bevorzugt (mit Ausnahme der oben beschriebenen offensichtlichen irreversiblen Reaktionen). Ein Keq > 1 bedeutet, dass die Produkte bevorzugt werden. Ein Keq < 1 bedeutet, dass Reaktanten bevorzugt werden. Für die allgemeinere Reaktion,

[mathrm{aA + bB ightleftharpoons pP + qQ,}]

wobei a, b, c und d die stöchiometrischen Koeffizienten sind,

[K_{eq} = dfrac{[P]^p[Q]^q}{[A]^a[B]^b}]

wobei alle Konzentrationen diejenigen im Gleichgewicht sind. Für eine einfache Reaktion, bei der a, b, p und q alle 1 sind, gilt

[K_{eq} = dfrac{([P]_{eq}[Q]_{eq})}{ [A]_{eq}[B]_{eq}}]

(Hinweis: Gleichgewichtskonstanten sind nur bei einer bestimmten Temperatur, einem bestimmten Druck und einer bestimmten Lösungsmittelbedingung wirklich konstant. Ebenso hängen sie in dem Maße von der Konzentration ab, dass sich ihre Aktivitäten mit der Konzentration ändern.)

Für eine irreversible Reaktion, wie die Reaktion von 0,1 M HCl(aq) in Wasser, ist [HCl]eq = 0, sodass Sie Keq nicht einfach messen können. Wenn wir jedoch annehmen, dass die Reaktion fast unmerklich umgekehrt verläuft, könnte [HCl]eq 10-10 M betragen. Daher Keq >> 1.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass das Ausmaß der Reaktionen von vollständig irreversibel (begünstigt nur die Produkte) bis hin zu Reaktionen, die die Reaktanten begünstigen, variieren kann. Unser nächstes Ziel ist es zu verstehen, was das Ausmaß einer Reaktion steuert. Das ist natürlich die Änderung der freien Gibbs-Energie. Zwei verschiedene Faktorenpaare beeinflussen den ΔG. Ein Paar ist die Konzentration und die inhärente Reaktivität von Reaktanten im Vergleich zu Produkten (wie im Keq widergespiegelt). Das andere Paar sind Enthalpie/Entropie-Änderungen. Wir betrachten nun das erste Paar.

Beiträge der Molekülstabilität (Keq) und Konzentration zu ΔG

Betrachten Sie die Reaktionen von Salzsäure und Essigsäure mit Wasser.

  • (mathrm{HCl(aq) + H_2O(l) ightarrow H_3O^+(aq) + Cl^-(aq)})
  • (mathrm{CH_3CO_2H(aq) + H_2O(l) ightarrow H_3O^+(aq) + sideset{}{_{2}^{-}}{CH_3CO}(aq)})

Angenommen, bei t = 0 wird jede Säure mit einer Konzentration von 0,1 M in Wasser gegeben. Wenn das Gleichgewicht erreicht ist, ist praktisch keine HCl mehr in Lösung, während 99% der Essigsäure übrig bleiben. Warum sind sie so unterschiedlich? Wir erklärten, dass HCl(aq) eine viel stärkere Säure als H3O+(aq) ist, das selbst eine viel stärkere Säure als CH3CO2H(aq) ist. Wieso den? Alles, was wir sagen können, ist, dass die Struktur dieser Säuren (und der Basen) HCl intrinsisch viel instabiler, energiereicher und daher viel reaktiver macht als die daraus gebildete Säure H3O+(aq). Ebenso ist H3O+(aq) viel intrinsischer instabiler, viel energiereicher und daher reaktiver als CH3CO2H(aq). Dies hat nichts mit der Konzentration zu tun, da die Anfangskonzentration von HCl(aq) und CH3CO2H(aq) identisch war. Diese Beobachtung spiegelt sich im Keq für diese Säuren wider (>>1 für HCl und <<1 für Essigsäure). Dieser Unterschied in der intrinsischen Stabilität von Reaktanten im Vergleich zu Produkten (der von der Konzentration unabhängig ist) ist ein Faktor, der zu ΔG beiträgt.

Der andere Faktor ist die Konzentration. Eine 0,25 M (0,25 mol/L oder 0,25 mmol/ml) Lösung von Essigsäure leitet keinen Strom, was bedeutet, dass nur sehr wenige Ionen von H3O+(aq) + CH3CO2-(aq) in Lösung vorliegen. Wenn jedoch konzentriertere Essigsäure hinzugefügt wird, wird ein schwaches Licht sichtbar. Die Zugabe von mehr Reaktanten schien die Reaktion zur Bildung von mehr Produkten anzutreiben, obwohl die Rückreaktion bevorzugt wird, wenn man nur die intrinsische Stabilität von Reaktanten und Produkten betrachtet. Bevor die konzentrierte Säure zugegeben wurde, befand sich das System im Gleichgewicht. Die Zugabe von konzentrierter Säure störte das Gleichgewicht, was die Reaktion zur Bildung zusätzlicher Produkte trieb. Dies ist ein Beispiel für das Prinzip von Le Chatelier, das besagt, dass, wenn eine Reaktion im Gleichgewicht gestört wird, die Reaktion in die Richtung getrieben wird, in der die Störung gelindert wird. Somit:

  • wenn mehr Reaktant hinzugefügt wird, wird die rx. verschiebt sich, um mehr Produkte zu bilden
  • Wenn mehr Produkt hinzugefügt wird, wird die rx. verschiebt sich, um mehr Reaktanten zu bilden
  • wenn Produkte selektiv entfernt werden (durch Destillation, Kristallisation oder weitere Reaktion, um eine andere Spezies zu erzeugen), wird die rx. verschiebt sich, um mehr Produkt zu bilden.
  • wenn Reaktanten entfernt werden (wie oben), wird die rx. verschiebt sich, um mehr Reaktanten zu bilden.
  • wenn einer exothermen Reaktion Wärme zugeführt wird, wird die rx. verschiebt sich, um die überschüssige Wärme durch Verschiebung zu beseitigen, um mehr Reaktanten zu bilden. (Gegenteil für einen endothermen rx).


Schau das Video: Chemisches Gleichgewicht (August 2022).