Das chemische Gleichgewicht ist eine Vorstellung, die das Verhalten chemischer Reaktionen über die Zeit beschreibt. Bei Reaktionen, die abgeschlossen sind und ein Gleichgewicht erreicht haben, ändern sich die Konzentrationen der Reaktionspartner und der Produktchemikalien nicht mehr. Ein Beispiel für eine Gleichgewichtsreaktion ist wie folgt:
Im obigen Beispiel zeigt der Doppelpfeil, dass die Reaktion eine Gleichgewichtsreaktion ist. Das bedeutet, dass sowohl die Vorwärtsreaktion als auch die Rückwärtsreaktion ablaufen können, in der Regel aufgrund einer kleinen Enthalpieänderung in jeder Reaktion. Daher bleibt die Menge an Produktchemikalien zu Reaktionschemikalien ein fester Wert, und ein solches Verhältnis wird als Gleichgewichtskonstante (Kc) bezeichnet.
GleichgewichtskonstanteBearbeiten
Die Gleichgewichtskonstante ist ein Verhältnis der Konzentration der Produkte zu den entsprechenden Potenzen zu der Konzentration der Reaktanten zu den entsprechenden Potenzen. Im obigen Beispiel lautet die Gleichgewichtskonstante wie folgt:
K c = k b k f = { S } σ { T } τ { A } α { B } β {\displaystyle K_{c}={\frac {k_{b}}{k_{f}}}={\frac {\{S\}^{\sigma }\{T\}^{\tau }}{\{A\}^{\alpha }\{B\}^{\beta }}}}
Bei einigen Reaktionen ist die Gleichgewichtskonstante sehr groß, in diesem Fall wird fast die gesamte reaktive Chemikalie in Produkte umgewandelt, wie z. B. bei der Verbrennung von Papier. Bei anderen Reaktionen ist sie sehr klein, was dazu führt, dass nur sehr wenig Produkte gebildet werden. Wenn die Gleichgewichtskonstante nahe bei 1 liegt, wird im Gleichgewicht ein Gemisch aus Produkten und Reaktanten erwartet.
Wenn Chemiker von Gleichgewichtskonstanten sprechen, bezeichnen sie Reaktionen mit großen K-Werten als günstig und Reaktionen mit kleinen K-Werten als ungünstig. Es ist jedoch wichtig zu beachten, dass diese Begriffe keine Urteile über den Wert oder die Nützlichkeit einer bestimmten chemischen Reaktion darstellen. In der Tat sind einige sehr wichtige Reaktionen tatsächlich „ungünstig“; ein solches Beispiel ist die Synthese von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoffgas (Haber-Prozess), die eine eher kleine Gleichgewichtskonstante hat.
Das Verständnis, wie chemische Gleichgewichte funktionieren, ist wichtig, da es hilft, zu verstehen, wie eine Reaktion abläuft. Es erlaubt Chemikern zu berechnen, wie viel Produkte bei einer Reaktion gebildet werden.
Le Chatelier’s PrinzipBearbeiten
Das Konzept des Le Chatelier’s Prinzips ist wichtig, um vorherzusagen, wie sich ein Gleichgewicht verändert, wenn verschiedene Faktoren in einem System verändert werden. Mit dem Le-Chatelier-Prinzip können wir beispielsweise vorhersagen, wie sich die Gleichgewichtslage ändert, wenn sich die Konzentration eines bestimmten Reaktanten/Produkts geändert hat, da das System versuchen wird, der Änderung entgegenzuwirken, indem es entweder die Vorwärts- oder die Rückwärtsreaktion begünstigt.Eine Ausnahme von dieser Regel ist, wenn eine äußere Energiequelle die Reaktion zwingt, in die entgegengesetzte Richtung zu verlaufen, z. B. wenn eine Batterie aufgeladen wird. Die Kenntnis der Gleichgewichtskonstante einer Reaktion hilft Ihnen auch, den Energiefluss zu verstehen, der während der Reaktion auftritt (Thermodynamik).
Das Simple English Wiktionary hat eine Definition für: equilibrium.