Was ist ein chemisches Gleichgewicht?
Die meisten Reaktionen laufen gleichzeitig in beide Richtungen. Edukt-Moleküle verbinden sich zu Produkten, während Produkt-Moleküle wieder zerfallen; wenn sich beide Geschwindigkeiten genau aufheben, frieren die Konzentrationen bei ihren Gleichgewichtswerten ein — nicht weil etwas angehalten hätte, sondern weil jede Änderung in dem Moment rückgängig gemacht wird, in dem sie entsteht. Dieses eingefrorene Verhältnis wird durch eine Zahl erfasst, die Gleichgewichtskonstante K: die Produkte, potenziert mit ihren Koeffizienten, geteilt durch die Edukte, potenziert mit ihren. Für die Haber-Reaktion N2 + 3H2 = 2NH3 gilt Kc = [NH3]2/([N2][H2]3). K ist ein Tauziehen-Wert: Ist er deutlich größer als 1, gewinnen die Produkte; ist er deutlich kleiner, gewinnen die Edukte.
Die eine Regel, die man sich merken sollte: Nur die Temperatur ändert K. Konzentration, Druck und Katalysatoren können die Lage des Gleichgewichts verschieben — die Konstante selbst verändern sie nie.
Kc, Kp und die Brücke zwischen beiden
Wenn alles gelöst ist, verwendet K Konzentrationen (Kc); bei Gasen funktionieren auch Partialdrücke (Kp). Es ist dieselbe Konstante in anderem Gewand, verbunden durch Kp = Kc(RT)Δn, wobei Δn die Gasmoleküle auf der Produktseite minus die auf der Eduktseite zählt. Für die Haber-Reaktion gilt Δn = 2−4 = −2, daher ist Kp weit kleiner als Kc: Mit Kc = 4,0 bei 500 K berechnet das Beispiel Kp = 2,4×10−3. Die Thermodynamik schließt den Kreis von der anderen Seite: ΔG° = −RT ln K, sodass ΔG° = −10 kJ/mol im Gibbs-Panel zu K ≈ 57 umgerechnet wird (Produkte bevorzugt) — ein kleiner Vorteil bei der freien Energie ist schon ein großes Verhältnis.
ICE-Tabellen: die Annäherung buchführen
Um vorherzusagen, wo eine Reaktion landet, legen Sie drei Zeilen an: Initiale Konzentrationen, Change als ±Koeffizient·x, Equilibrium als deren Summe. Dann lösen Sie nach x auf. Das ICE-Beispiel startet N2 + 3H2 mit 1,0 bzw. 3,0 M und ohne Ammoniak bei Kc = 4,0; der Löser findet x ≈ 0,65, sodass im Gleichgewicht etwa 0,35 M N2, 1,06 M H2 und 1,29 M NH3 nebeneinander vorliegen — setzt man diese Werte wieder ein, ergibt sich Kc = 4,0, genau die Probe, die das Panel ausgibt. Lehrbücher erlauben die Abkürzung „x ist klein“, wenn weniger als 5 % reagieren; diese Seite löst stattdessen die vollständige Gleichung, daher ist eine solche Annahme nicht nötig.
Q gegen K: welche Richtung von hier aus?
Der Reaktionsquotient Q ist die K-Formel, angewendet auf die Konzentrationen, die gerade jetzt vorliegen, also vor dem Gleichgewicht. Der Vergleich ergibt die Richtung: Q < K, vorwärts; Q > K, rückwärts; Q = K, bereits erreicht. Das Q-Beispiel ist ein drastischer Fall — bei Kc = 4,0, aber Q = 4×104 ist das Gemisch von Produkten geflutet, und die Reaktion läuft heftig rückwärts. Mit Q sagt der Chemiker die Richtung eines geplanten Gemischs voraus, bevor er mischt, und so entscheidet der Körper etwa, ob Hämoglobin Sauerstoff aufnimmt oder abgibt.
Le Chatelier: die Stressregel
Stört man ein Gleichgewicht, verschiebt es sich, um die Störung abzubauen. Edukt zugeben → es verbraucht etwas davon; Produkt entfernen → es entsteht mehr; ein Gasgemisch komprimieren → es verschiebt sich zur Seite mit weniger Gasmolekülen; erhitzen → es verschiebt sich in die endotherme Richtung. Beachten Sie das Kleingedruckte im Kasten oben: Die Temperatur ist der einzige Stress, der K selbst ändert (sie bewertet das ganze Tauziehen neu), während Druck und Konzentration die Lage nur verschieben. Ein Katalysator ändert keines von beiden — er beschleunigt Hin- und Rückreaktion gleichermaßen, sodass das Gleichgewicht schneller erreicht wird, aber genau am selben Ort liegt. Das Haber-Verfahren ist das technische Beispiel: Aus 4 Gasmolekülen werden 2, daher drückt hoher Druck in Richtung NH3, während die Temperatur Ausbeute gegen Geschwindigkeit abwägt.
Häufige Missverständnisse
- Gleichgewicht bedeutet, dass die Reaktion angehalten hat. Beide Richtungen laufen mit voller Geschwindigkeit weiter; nur die Nettoänderung ist null.
- Mehr Edukt erhöht K. Es verschiebt die Lage und Q vorübergehend nach vorn, dann kehrt das System zum selben K zurück. Nur die Temperatur verändert K.
- Ein Katalysator erhöht die Ausbeute. Er verändert die Zeit bis zum Gleichgewicht, nie dessen Lage. Technische Ausbeuten werden über Temperatur, Druck und kontinuierliche Produktentnahme verschoben.
- Im Gleichgewicht sind Edukt- und Produktkonzentrationen gleich. Gleiche Konzentrationen bedeuten K = 1, nicht mehr. K = 4,0 im Beispiel: Die Produkte sind bereits viermal bevorzugt, offensichtlich aber nicht gleich.
Verwandte Werkzeuge: Säure-Base & pH (Ka und Kb sind Gleichgewichtskonstanten), Thermochemie (woher ΔG und K stammen) und Kinetik (die Geschwindigkeiten, die bestimmen, wie schnell das Gleichgewicht erreicht wird).
