Chemisches Gleichgewicht Mindmap

Das Thema verstehen

Das chemische Gleichgewicht beschreibt den Zustand, in dem Hin- und Rückreaktion einer reversiblen Reaktion mit gleicher Geschwindigkeit ablaufen. Die Konzentrationen der beteiligten Stoffe bleiben konstant, obwohl Teilchen weiterhin reagieren. Zentrale Werkzeuge sind das Massenwirkungsgesetz, die Gleichgewichtskonstante K und das Prinzip von Le Chatelier, mit dem sich Verschiebungen durch Konzentrations-, Druck- und Temperaturänderungen vorhersagen lassen. Katalysatoren beschleunigen beide Richtungen gleichermaßen und verändern die Lage des Gleichgewichts nicht.

Was ein dynamisches Gleichgewicht ausmacht
Ein chemisches Gleichgewicht entsteht, wenn eine reversible Reaktion in beide Richtungen ablaufen kann. Zunächst überwiegt die Hinreaktion, weil viel Ausgangsstoff vorliegt; mit sinkender Konzentration wird sie langsamer, während die Rückreaktion zunimmt. Im Gleichgewicht sind beide Geschwindigkeiten gleich groß, sodass die Konzentrationen zeitlich konstant bleiben. Wichtig ist die Unterscheidung zum Stillstand: Teilchen reagieren weiter, nur die beobachtbaren Mengen ändern sich nicht. Ob ein System überhaupt ein Gleichgewicht erreicht, hängt von Bedingungen wie geschlossenem Reaktionsgefäß ab, denn bei offenen Systemen können Stoffe entweichen und die Einstellung verhindern.

Das Massenwirkungsgesetz richtig anwenden
Das Massenwirkungsgesetz wurde 1864 von Guldberg und Waage formuliert und verknüpft die Gleichgewichtskonzentrationen über die Gleichgewichtskonstante K. In den Bruch gehören nur Stoffe, deren Konzentration variieren kann: gelöste Teilchen und Gase. Feststoffe wie Calciumcarbonat und reine Flüssigkeiten wie Wasser bei Verdünnungsreaktionen setzen die Konstanten ihrer Phasen nicht in den Ausdruck ein, weil sie als konstant gelten. Für Gase wird häufig der Druckansatz mit Partialdrücken verwendet. K selbst ist nur von der Temperatur abhängig; jede Temperaturänderung verändert daher den Wert der Konstante.

Verschiebungen nach Le Chatelier vorhersagen
Das Prinzip von Le Chatelier sagt voraus, wie ein Gleichgewicht auf Störungen reagiert: Belastet man ein System, weicht es so aus, dass die Belastung abnimmt. Eine Konzentrationserhöhung verschiebt das Gleichgewicht dorthin, wo der Stoff verbraucht wird. Eine Druckerhöhung begünstigt die Seite mit weniger Gasteilchen, sofern sich die Gasmenge überhaupt unterscheidet. Temperaturerhöhungen begünstigen die endotherme Richtung und ändern zugleich den Wert von K. Das Prinzip liefert qualitative Vorhersagen; für exakte Zahlenwerte ist eine Berechnung über das Massenwirkungsgesetz nötig.

Industrielle Bedeutung am Beispiel Ammoniak
Die Ammoniaksynthese nach dem Haber-Bosch-Verfahren zeigt den Umgang mit Gleichgewichten in der Praxis. Die Reaktion von Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak ist exotherm und verringert die Gasmenge, hohe Drücke begünstigen also die Produktseite. Niedrige Temperaturen würden hohe Ausbeuten liefern, die Reaktion aber sehr langsam machen. Industriell wählt man daher einen Kompromiss aus moderater Temperatur, hohem Druck und einem Eisenkatalysator, der die Einstellung des Gleichgewichts beschleunigt. Das entstehende Ammoniak wird laufend abgetrennt, wodurch sich das Gleichgewicht immer wieder neu einstellt.