Das Chemische Gleichgewicht - Institut für Anorganische Chemie

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Hinreaktion: v 1 = k 1 ⋅ c(N 2
) ⋅ c(H 2
) 3
Rückreaktion: v 2 = k 2 ⋅ c(NH 3 ) 2
im Gleichgewicht gilt v 1 = v 2 , daraus folgt: k 1
k 2
= c(NH 3 )2
c(N 2 )⋅c(H 2 ) 3
= K
Dies ist das Massenwirkungsgesetz:
• 1867 von Guldberg und Waage formuliert
• 1873 von Bodenstein experimentell bewiesen
• 1883 von van t’Hoff theoretisch abgeleitet
Definition: Die Gleichgewichtskonstante ist das Verhältnis aus den Proportionalitätsfaktoren
für die Hin- und Rückreaktion. Dieses ist definiert als:
K =
Produkt der Konzentrationen der Produkte
Produkt der Konzentrationen der Edukte
Die stöchiometrischen Koeffizienten gehen hierbei als Exponenten ein.
Wird die Reaktionsrichtung vertauscht (Produkte ⇄ Edukte) wandelt sich die Gleichgewichtskonstante
in ihren Kehrwert um (s. nachfolgendes Beispiel).
H 2 O + CO 2 ⇌ H 2 CO 3 H 2 CO 3 ⇌ H 2 O + CO 2
K Ass = [H 2 CO 3 ]
[H 2 O][CO 2 ]
K Diss = [H 2 O][CO 2 ]
[H 2 CO 3 ]
K Ass = K −1
Diss
K Diss = K −1
Ass
Schreibweise: [X] = c(X)
Bei Gasreaktionen, wie bei der Ammoniaksynthese, wird anstelle der Konzentration des
Stoffes sein Partialdruck verwendet. (Partialdruck = Druckanteil eines bestimmten Stoffes
am Gesamtdruck der Gasmischung). Der Partialdruck hängt mit der Konzentration über
das ideale Gasgesetz:
p ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T
zusammen. Mit c = n p
V
gilt hierfür: c =
RT
, das heißt für eine konstante Temperatur ist
c ∼ p. Unterscheiden sich die Summen der stöchiometrischen Koeffizienten rechts und links
vom Reaktionspfeil, so hat K eine Dimension.
1.2 Thermodynamische Betrachtungen
Die Gleichgewichtskonstante K steht in direktem Zusammenhang mit einer wichtigen
thermodynamischen Größe: der freien Reaktionsenthalpie G:
∆G = −R ⋅ T ⋅ ln K