Chemisches Gleichgewicht und Massenwirkungsgesetz

In einem geschlossenen Gefäß kann sich bei einer umkehrbaren Reaktion ein dynamisches Gleichgewicht einstellen. Auf der Stoffebene bleiben die Konzentrationen dann konstant. Eine unveränderte Farbe kann ein Hinweis sein, beweist allein aber kein Gleichgewicht.

Auf der Teilchenebene reagieren Teilchen weiter in beide Richtungen. Hin- und Rückreaktion sind gleich schnell: In derselben Zeit ist der Reaktionsfortschritt in beiden Richtungen gleich. Bei einer Reaktion mit unterschiedlichen Koeffizienten können dabei von verschiedenen Stoffen unterschiedlich viele Teilchen umgesetzt werden.

Am Anfang sind meist viele Edukte und wenige Produkte vorhanden. Die Hinreaktion überwiegt zunächst. Während Produkte entstehen, nimmt die Rückreaktion zu, bis beide Reaktionsrichtungen gleich schnell sind.

Stell dir zwei Felder mit 15 und 5 Bällen vor. Werden in derselben Zeit in beide Richtungen gleich viele Bälle geworfen, bleiben die ungleichen Bestände konstant. Die Bestände beschreiben die Lage; die Zahl der Wechsel pro Minute ist die Geschwindigkeit. Der Netto-Umsatz bis dahin ist die Änderung der Bestände seit dem Start.

Für eine homogene Reaktion mit den Koeffizienten a, b, c und d lässt sich die Gleichgewichtslage mit dem Massenwirkungsgesetz beschreiben:

\ce{a A + b B <=> c C + d D}

K_c=\frac{c(\mathrm C)^c\,c(\mathrm D)^d}{c(\mathrm A)^a\,c(\mathrm B)^b}

c(\mathrm A) ist die Gleichgewichtskonzentration von A. Produkte stehen im Zähler, Edukte im Nenner; Koeffizienten werden Exponenten. Die Konzentrationsform ist ein Schulmodell für geeignete verdünnte Lösungen oder Gasgemische. Die genaue Gleichgewichtskonstante verwendet Aktivitäten. Bei festgelegter Reaktionsgleichung hängt ihr Wert von der Temperatur ab.

Ein deutlich über 1 liegender dimensionsloser K-Wert spricht bei der angegebenen Reaktionsrichtung für eine produktbegünstigte Lage; ein sehr kleiner Wert für eine eduktbegünstigte. Aus dem Wert allein lassen sich weder eine einzelne Konzentration noch der Netto-Umsatz ablesen. K_c=1 bedeutet bei einer allgemeinen Reaktion nicht, dass alle Konzentrationen gleich sind.

Im Beispiel mit \ce{ONCl} wird für die gesuchte Chlorkonzentration umgestellt:

c(\mathrm{Cl_2})=\frac{K_c\,c(\mathrm{ONCl})^2}{c(\mathrm{NO})^2}

Mit den im Beispiel gegebenen Zahlenwerten ergibt sich etwa 0{,}045. Eine Probe durch Einsetzen liefert wieder etwa K_c=4{,}6. Da die Quelle keine Konzentrationseinheiten nennt, sind dies nur Zahlenwerte.

Nach dem Prinzip vom kleinsten Zwang begünstigt eine Störung die Reaktionsrichtung, die ihre Wirkung teilweise abschwächt. Danach stellt sich eine neue Gleichgewichtszusammensetzung ein.

Eine Konzentrationsänderung verändert zuerst den momentanen Konzentrationsquotienten. Bei unveränderter Temperatur wird wieder derselbe Gleichgewichtswert erreicht. Eine Temperaturänderung kann dagegen den Wert der Gleichgewichtskonstante verändern.

Die Konzentrationsregeln der Tabelle gelten nur, wenn sich die Konzentration eines gelösten oder gasförmigen Reaktionspartners bei gleicher Temperatur und sonst gleichen Bedingungen tatsächlich ändert. Die bloße Mengenänderung eines reinen Feststoffs oder einer reinen Flüssigkeit verschiebt das Gleichgewicht nicht, solange diese Phase noch vorhanden ist.

Bei einer Gasreaktion kann eine Volumenverkleinerung bei konstanter Temperatur die Seite mit der kleineren Summe gasförmiger Koeffizienten begünstigen. Bei gleichen Summen entsteht durch diese Kompression keine Verschiebung. Stehen in einem abstrakten Gasmodell links vier und rechts zwei gasförmige Anteile, wird bei Kompression die rechte Seite begünstigt.

Die Systemgrenze ist wichtig: Entweicht ein Produkt laufend aus einem offenen Gefäß, steht es für die Rückreaktion nicht vollständig zur Verfügung. Ein geschlossenes System hält die beteiligten Stoffe zusammen und ermöglicht die Einstellung des Gleichgewichts.

Ein Katalysator beschleunigt beide Richtungen. Bei gleicher Temperatur wird das Gleichgewicht schneller erreicht; seine Lage und K_c ändern sich dadurch nicht.