Chemisches Gleichgewicht — Prinzip von Le Chatelier & Kc, Kp

Das chemische Gleichgewicht ist der Zustand einer reversiblen Reaktion, bei dem Hin- und Rückreaktion mit derselben Geschwindigkeit ablaufen, sodass sich die Gesamtzusammensetzung nicht mehr ändert. Das bedeutet nicht, dass auf beiden Seiten gleich viel vorhanden ist. Für die meisten Einstiegsaufgaben in der Chemie sind die wichtigsten Werkzeuge $Kc$, $Kp$ und das Prinzip von Le Chatelier.

Wenn du entscheiden musst, ob Produkte oder Edukte begünstigt sind, stelle den Gleichgewichtsausdruck auf. Wenn du die Richtung einer Veränderung vorhersagen musst, nutze das Prinzip von Le Chatelier oder vergleiche $Q$ mit $K$.

Chemisches Gleichgewicht bedeutet gleiche Geschwindigkeiten, nicht gleiche Mengen

Betrachte eine reversible Reaktion:

$$aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$$

Im Gleichgewicht ist die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion. Deshalb ändern sich die Mengen von $A$, $B$, $C$ und $D$ mit der Zeit nicht mehr.

Das bedeutet nicht, dass die Mengen gleich sind. Ein System kann im Gleichgewicht sein und dabei überwiegend aus Edukten, überwiegend aus Produkten oder aus einer ausgeglicheneren Mischung bestehen. Entscheidend sind gleiche Geschwindigkeiten, nicht eine 50:50-Verteilung.

So stellt man den $Kc$-Ausdruck auf

$Kc$ ist die Gleichgewichtskonstante in Konzentrationsschreibweise, in der Einstiegschemie meist mit Konzentrationen in $\mathrm{mol/L}$.

Für die allgemeine Reaktion oben gilt:

$$Kc = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$

In den Ausdruck gehören nur Teilchenarten, deren Konzentrationen sich in der Mischung sinnvoll ändern können. In der üblichen Einführung werden reine Feststoffe und reine Flüssigkeiten weggelassen, weil ihre Aktivitäten als konstant behandelt werden.

Die Größe von $Kc$ gibt einen schnellen Eindruck davon, wo das Gleichgewicht liegt:

• Wenn $Kc \gg 1$, sind im Gleichgewicht die Produkte begünstigt.
• Wenn $Kc \ll 1$, sind im Gleichgewicht die Edukte begünstigt.
• Wenn $Kc$ nahe bei $1$ liegt, ist keine Seite stark begünstigt.

Das ist aber nur eine Tendenz. Um eine konkrete Aufgabe zu lösen, brauchst du trotzdem den richtigen Ausdruck und die richtigen Exponenten.

Wann man stattdessen $Kp$ verwendet

$Kp$ ist die Gleichgewichtskonstante für Gasgleichgewichte in Form von Partialdrücken:

$$Kp = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b}$$

Verwende $Kp$, wenn die Reaktion über die Partialdrücke gasförmiger Stoffe beschrieben wird. Enthält eine Reaktion keine Gase, ist $Kp$ meist nicht die naheliegende Wahl.

Für Gasgleichgewichte hängen $Kc$ und $Kp$ zusammen durch

$$Kp = Kc(RT)^{\Delta n_{\mathrm{gas}}}$$

wobei $\Delta n_{\mathrm{gas}}$ ist:

$$\Delta n_{\mathrm{gas}} = \text{Stoffmenge gasförmiger Produkte} - \text{Stoffmenge gasförmiger Edukte}$$

Diese Beziehung gilt für Gasgleichgewichte in der üblichen Einführungsform. Wenn keine Gase beteiligt sind, ist $\Delta n_{\mathrm{gas}}$ nicht das zentrale Werkzeug.

Beispiel: $Kc$ für $N_2O_4(g) \rightleftharpoons 2NO_2(g)$ bestimmen

Angenommen, eine Gleichgewichtsmischung bei einer bestimmten Temperatur hat

$$[N_2O_4] = 0.40 \text{ M}, \qquad [NO_2] = 0.20 \text{ M}$$

Dann gilt

$$Kc = \frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]} = \frac{(0.20)^2}{0.40} = 0.10$$

Dieses Gleichgewicht ist bei dieser Temperatur also eduktbegünstigt, weil $Kc < 1$. Der wichtige Punkt ist nicht, sich die Zahl zu merken. Entscheidend ist zu erkennen, dass der Koeffizient $2$ vor $NO_2$ im Gleichgewichtsausdruck zum Exponenten wird.

Für dieselbe Reaktion ist $\Delta n_{\mathrm{gas}} = 2 - 1 = 1$, also

$$Kp = Kc(RT)$$

Das zeigt dir, wie Konzentrationsform und Druckform bei dieser Gasreaktion zusammenhängen.

Wie das Prinzip von Le Chatelier die Verschiebung vorhersagt

Das Prinzip von Le Chatelier ist ein Werkzeug für die Richtung. Wird ein System im Gleichgewicht gestört, verschiebt sich die Gleichgewichtslage in die Richtung, die der Störung teilweise entgegenwirkt.

Es beantwortet die Frage: „In welche Richtung bewegt es sich?“ Die genauen neuen Gleichgewichtsmengen liefert es nicht.

Konzentrationsänderungen

Das Zugeben eines Edukts verschiebt das Gleichgewicht meist zu den Produkten. Das Zugeben eines Produkts verschiebt es meist zu den Edukten. Das Entfernen einer Teilchenart verschiebt das Gleichgewicht meist so, dass ein Teil des Entfernten nachgebildet wird.

Diese Faustregel gilt nur für Teilchenarten, die im Gleichgewichtsausdruck eine Rolle spielen. Wenn man nur die Menge eines reinen Feststoffs ändert, gilt dieselbe konzentrationsbasierte Verschiebungsregel nicht.

Druck- oder Volumenänderungen

Die übliche Druck-Faustregel ist für Gasgleichgewichte wichtig. Nimmt das Volumen ab, steigt der Druck, und das Gleichgewicht verschiebt sich meist zur Seite mit weniger Mol Gas. Nimmt das Volumen zu, erfolgt die Verschiebung meist zur Seite mit mehr Mol Gas.

Wenn auf beiden Seiten gleich viele Mol Gas vorliegen, sagt diese Faustregel bei einer reinen Volumenänderung keine Verschiebung voraus.

Temperaturänderungen

Die Temperatur ist anders, weil sie den Wert der Gleichgewichtskonstante selbst verändern kann.

Behandle Wärme als Teil der Reaktion. Bei einer exothermen Hinreaktion wirkt Wärme wie ein Produkt. Bei einer endothermen Hinreaktion wirkt Wärme wie ein Edukt. Deshalb kann eine Temperaturerhöhung bei verschiedenen Reaktionen entgegengesetzte Richtungen begünstigen.

Katalysatoren

Ein Katalysator hilft dem System, das Gleichgewicht schneller zu erreichen, verändert aber die Gleichgewichtslage selbst nicht.

Nutze $Q$ im Vergleich zu $K$, um die Richtung vorherzusagen

Setzt du die aktuellen Konzentrationen oder Drücke in denselben Ausdruck ein, bevor das Gleichgewicht erreicht ist, nennt man das den Reaktionsquotienten $Q$.

• Wenn $Q < K$, verschiebt sich das System tendenziell nach rechts.
• Wenn $Q > K$, verschiebt sich das System tendenziell nach links.
• Wenn $Q = K$, befindet sich das System im Gleichgewicht.

Das ist oft verlässlicher als ein vages Gefühl dafür, ob „Produkte begünstigt“ oder „Edukte begünstigt“ sind, weil der tatsächliche Ausdruck verwendet wird.

Häufige Fehler bei Aufgaben zum chemischen Gleichgewicht

Gleiche Geschwindigkeiten mit gleichen Mengen verwechseln

Im Gleichgewicht sind die Geschwindigkeiten gleich. Die Konzentrationen müssen nicht gleich sein.

Vergessen, dass Koeffizienten zu Exponenten werden

In $Kc$ oder $Kp$ werden Koeffizienten zu Exponenten. Wenn in der ausgeglichenen Gleichung $2NO_2$ steht, verwendet man im Ausdruck $[NO_2]^2$ oder $(P_{NO_2})^2$.

Reine Feststoffe oder reine Flüssigkeiten in den Ausdruck aufnehmen

In den üblichen Gleichgewichtsausdrücken der Einstiegschemie werden reine Feststoffe und reine Flüssigkeiten weggelassen.

Das Prinzip von Le Chatelier wie einen Taschenrechner benutzen

Das Prinzip von Le Chatelier liefert zuverlässig die Richtung. Die exakten Endmengen liefert es nicht.

Annehmen, dass jede Änderung $K$ verändert

Bei konstanter Temperatur können Änderungen von Konzentration, Druck oder Volumen die Gleichgewichtslage verschieben, aber sie ändern den Wert von $K$ nicht. Temperaturänderungen sind in der Anfängerc​​hemie die wichtigste Ausnahme.

Wo chemisches Gleichgewicht verwendet wird

Das chemische Gleichgewicht taucht in vielen Bereichen der Chemie auf: bei Gasreaktionen, Säure-Base-Systemen, Löslichkeit, Komplexbildung und beim Entwurf industrieller Reaktionen. Es ist immer dann wichtig, wenn eine Reaktion in beide Richtungen ablaufen kann und die Endzusammensetzung von den Bedingungen abhängt.

Es verbindet auch Konzepte, die Lernende oft getrennt kennenlernen. Die Kinetik erklärt, wie schnell sich ein System verändert. Das Gleichgewicht erklärt den Zustand, in den es sich bei einer gegebenen Temperatur einstellt.

Probiere eine ähnliche Gleichgewichtsaufgabe

Versuche dieselben Schritte bei

$$H_2(g) + I_2(g) \rightleftharpoons 2HI(g)$$

Stelle zuerst den Ausdruck für $Kc$ auf. Frage dann, was passiert, wenn du mehr $HI$ zugibst oder das Gefäß komprimierst. Die zweite Frage ist ein guter Test, weil die Gesamtzahl der Mol Gas auf beiden Seiten gleich ist und die übliche Druck-Faustregel daher keine Verschiebung vorhersagt.