Hauptunterschied – Gleichgewicht vs. Steady State

Gleichgewicht und stationärer Zustand sind zwei Begriffe, die in der physikalischen Chemie für chemische Reaktionen verwendet werden, die in einem System ablaufen. Normalerweise werden bei einer chemischen Reaktion Reaktionspartner in Produkte umgewandelt. Bei einigen Reaktionen werden Reaktanten vollständig in Produkte umgewandelt, bei anderen Reaktionen werden Reaktanten jedoch teilweise in Produkte umgewandelt. Beide Begriffe beschreiben eine Stufe einer bestimmten chemischen Reaktion, in der die Konzentrationen der Komponenten in der Reaktionsmischung konstant bleiben. Das Gleichgewicht einer Reaktion unterscheidet sich jedoch aus mehreren Gründen vom stationären Zustand. Der Hauptunterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand besteht darin, dass Gleichgewicht ist ein Zustand, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, während der stationäre Zustand die Stufe einer chemischen Reaktion ist, die eine konstante Konzentration eines Zwischenprodukts aufweist.

Abgedeckte Schlüsselbereiche

1. Was ist Gleichgewicht? – Definition, Prinzip, Einflussfaktoren auf das Gleichgewicht 2. Was ist Steady State? – Definition, Prinzip, Einflussfaktoren auf den stationären Zustand 3. Was ist der Unterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand? – Vergleich der wichtigsten Unterschiede

Schlüsselbegriffe: Gleichgewicht, Gleichgewichtskonstante, Le Châtelier-Prinzip, Produkte, Reaktanten, Reaktionsgeschwindigkeit, Steady State

Was ist Gleichgewicht?

Gleichgewicht ist ein Zustand, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist. Obwohl einige chemische Reaktionen abgeschlossen sind, laufen andere Reaktionen nicht vollständig ab. Zum Beispiel dissoziieren schwache Säuren und schwache Basen in wässrigen Lösungen teilweise in Ionen. Dann können wir beobachten, dass sich in dieser Lösung sowohl Ionen als auch Moleküle befinden. Somit kann man sagen, dass ein Gleichgewicht zwischen Molekülen und Ionen besteht (zB: Säure und ihre konjugierte Base). Dies geschieht, weil die Geschwindigkeit der Dissoziation der Säure oder Base gleich der Geschwindigkeit der Bildung von Säure oder Base aus ihren Ionen ist.

Wenn sich ein Reaktionsgemisch im Gleichgewicht befindet, gibt es keine Nettoänderung der Konzentrationen von Reaktanten und Produkten. Betrachten wir ein Beispiel, um dieses Konzept zu verstehen.

Abbildung 1: Das Gleichgewicht zwischen Essigsäure und ihrer konjugierten Base

Das obige Bild zeigt das Gleichgewicht zwischen Essigsäure und ihrer konjugierten Base. Hier ist die Hinreaktion die Dissoziation des Essigsäuremoleküls, während die Rückreaktion die Bildung von Essigsäuremolekülen ist. Um das Verhalten eines Gleichgewichtssystems zu verstehen, können wir das Prinzip von Le Châtelier verwenden.

Laut Das Prinzip von Le Châtelier, wenn das Gleichgewicht eines Systems gestört ist, neigt es dazu, durch Änderung einiger seiner Bedingungen wieder einen Gleichgewichtszustand zu erreichen. Mit anderen Worten, das System neigt dazu, sich selbst neu einzustellen, wenn das Gleichgewicht gestört ist.

Wenn wir beispielsweise im obigen Gleichgewicht mehr Essigsäure zu der Lösung hinzufügen, wird die Essigsäuremenge in diesem System erhöht. Um dann das Gleichgewicht zu erreichen, dissoziieren einige Essigsäuremoleküle und bilden die konjugierte Base, und das System stellt das Gleichgewicht wieder ein. Mit anderen Worten, die Vorwärtsreaktion findet statt, um das System nachzujustieren.

Für Systeme mit Gleichgewicht können wir an Gleichgewichtskonstante. Diese Konstante hängt von Änderungen der Temperatur dieses Systems ab. Bei konstanter Temperatur hat die Gleichgewichtskonstante für ein bestimmtes Reaktionsgemisch immer einen festen Wert.

Was ist Steady State?

Der stationäre Zustand einer chemischen Reaktion ist die Stufe, die eine konstante Konzentration eines Zwischenprodukts aufweist. Erfolgt eine bestimmte chemische Reaktion über mehrere Schritte (Elementarschritte), wird die Reaktionsgeschwindigkeit durch den geschwindigkeitsbestimmenden Schritt bestimmt. Es ist der langsamste Schritt unter anderen. Dann wird die Reaktionsgeschwindigkeit für diesen langsamsten Schritt angegeben. Aber wenn die Reaktionsschritte nicht erkennbar sind, kann der langsamste Schritt nicht erkannt werden, um die Reaktionsgeschwindigkeit zu bestimmen. In solchen Situationen können wir das Zwischenprodukt betrachten, das für kurze Zeit eine konstante Konzentration hat.

Elementare Schritte der Reaktion bilden Zwischenmoleküle. Zwischenprodukte sind Moleküle, die weder Reaktanten noch Produkte sind, sondern Moleküle, die im Verlauf einer chemischen Reaktion gebildet werden. Wenn der langsamste Schritt nicht erkennbar ist, können wir die Konzentration des Zwischenprodukts zur Berechnung der Reaktionsgeschwindigkeit verwenden. Dieses kurzlebige Zwischenprodukt wird im stationären Zustand der Reaktion gebildet.

Unterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand

Definition

Gleichgewicht: Gleichgewicht ist ein Zustand, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist.

Gleichgewichtszustand: Der stationäre Zustand einer chemischen Reaktion ist die Stufe, die eine konstante Konzentration eines Zwischenprodukts aufweist.

Konzentrationen

Gleichgewicht: Im Gleichgewicht sind die Konzentrationen von Edukten und Produkten konstant.

Gleichgewichtszustand: Im stationären Zustand ist nur die Konzentration des Zwischenprodukts konstant.

Reaktanten und Produkte

Gleichgewicht: Im Gleichgewicht sind die Konzentrationen von Edukten und Produkten konstant.

Gleichgewichtszustand: Im stationären Zustand ändert sich die Konzentration von Edukten und Produkten.

Reaktionstyp

Gleichgewicht: Gleichgewichte haben sowohl Vorwärts- als auch Rückwärtsreaktionen.

Gleichgewichtszustand: Der stationäre Zustand ist nützlich, wenn der Schritt der Geschwindigkeitsbestimmung nicht erkennbar ist.

Abschluss

Die Begriffe Gleichgewicht und stationärer Zustand sind nützlich, um die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion vorherzusagen. Obwohl die Anwendungen dieser Begriffe unterschiedlich sind, erklären sowohl Gleichgewichts- als auch stationäre Zustände das Verhalten einer Reaktionsmischung. Der Hauptunterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand besteht darin, dass Gleichgewicht ein Zustand ist, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, während der stationäre Zustand die Stufe einer chemischen Reaktion ist, die eine konstante Konzentration eines Zwischenprodukts aufweist.

Verweise:

1. „Steady-State-Approximation“. Chemie LibreTexts, Libretexts, 20. April 2016, hier verfügbar. Aufgerufen am 2. Okt. 2017.2. „Prinzipien des chemischen Gleichgewichts.“ Chemie LibreTexts, Libretexts, 21. Juli 2016, hier verfügbar. Aufgerufen am 2. Oktober 2017.

Bild mit freundlicher Genehmigung:

1. „Essigsäure-Dissoziation-2D“ Von Ben Mills – Eigene Arbeit (Public Domain) über Commons Wikimedia