Massenwirkungsgesetz (Gleichgewichtskonstante)

Die Gleichgewichtskonstante K_c ist der Quotient aus den Produktkonzentrationen und den Eduktkonzentrationen, jeweils potenziert mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten: K_c = [C]^c·[D]^d/([A]^a·[B]^b). Die Koeffizienten aus der Reaktionsgleichung werden also zu Exponenten. Setze die Gleichgewichtskonzentrationen in mol/L ein. Beispiel: Für N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ mit [N₂] = 0,5, [H₂] = 0,5 und [NH₃] = 0,1 mol/L ergibt sich K_c = (0,1)²/(0,5·(0,5)³) = 0,01/0,0625 = 0,16. Achte darauf, die Koeffizienten korrekt als Exponenten und nicht als Faktoren einzusetzen; das ist der häufigste Fehler.

Die Gleichgewichtskonstante K_c zeigt an, auf welcher Seite das Gleichgewicht liegt. Ist K_c sehr viel größer als eins, überwiegen die Produkte, das Gleichgewicht liegt also weit auf der rechten Seite und die Reaktion läuft nahezu vollständig ab. Ist K_c sehr viel kleiner als eins, überwiegen die Edukte, es bildet sich nur wenig Produkt. Liegt K_c in der Größenordnung von eins, sind Edukte und Produkte in vergleichbaren Mengen vorhanden. Wichtig ist, dass K_c nur die Lage des Gleichgewichts beschreibt, nicht wie schnell es erreicht wird; das ist eine Frage der Kinetik. K_c hängt zudem von der Temperatur ab.

Das Prinzip von Le Chatelier besagt, dass ein Gleichgewicht auf eine äußere Störung so reagiert, dass es der Störung ausweicht. Erhöhst du die Konzentration eines Edukts, verschiebt sich das Gleichgewicht zur Produktseite, um den Überschuss abzubauen. Erhöhst du den Druck bei Gasreaktionen, verschiebt es sich zur Seite mit weniger Gasteilchen. Änderst du die Temperatur, verschiebt sich das Gleichgewicht bei exothermen Reaktionen durch Erwärmen zur Eduktseite. Wichtig ist: Konzentrations- und Druckänderungen verschieben nur die Lage, lassen aber K_c unverändert. Nur die Temperatur ändert den Wert von K_c selbst. Dieses Prinzip nutzt die Industrie, etwa bei der Ammoniaksynthese, um die Ausbeute gezielt zu erhöhen.

Der Reaktionsquotient Q hat dieselbe Form wie die Gleichgewichtskonstante K, wird aber mit den aktuellen, nicht notwendigerweise Gleichgewichtskonzentrationen berechnet. Durch den Vergleich von Q mit K erkennst du, in welche Richtung eine Reaktion noch laufen wird. Ist Q kleiner als K, sind noch zu viele Edukte vorhanden und die Reaktion läuft weiter nach rechts zu den Produkten. Ist Q größer als K, sind zu viele Produkte da und die Reaktion läuft rückwärts. Ist Q gleich K, herrscht Gleichgewicht und es findet keine Nettoänderung mehr statt. Q ist also eine Momentaufnahme, K der Zielwert. Dieser Vergleich ist ein mächtiges Werkzeug, um die Reaktionsrichtung vorherzusagen.

Reine Feststoffe und reine Flüssigkeiten haben eine konstante, von der Menge unabhängige Aktivität, die per Konvention gleich eins gesetzt wird. Deshalb tauchen sie nicht im Ausdruck für K_c auf, denn ihre Konzentration ändert sich während der Reaktion nicht in relevanter Weise. Auch das Lösungsmittel, etwa Wasser in verdünnten wässrigen Lösungen, liegt in so großem Überschuss vor, dass seine Konzentration praktisch konstant bleibt und ebenfalls weggelassen wird. Nur gelöste Stoffe und Gase, deren Konzentration oder Partialdruck sich merklich verändert, gehen in die Gleichgewichtskonstante ein. Ein häufiger Fehler ist, einen Feststoff oder Wasser fälschlich mit einer Konzentration in K_c aufzunehmen.