Massenwirkungsgesetz ::: Anorganische Chemie ::: Chemieseite.de

Das MWG für die Reaktionsformel

$\begin{displaymath}aA+bB\rightleftharpoons cC+dD\end{displaymath}$

lautet

$\begin{displaymath}\frac{c(C)^{c}c(D)^{d}}{c(A)^{a}c(B)^{b}}=K_{c}\,\,\,\,\,\,\,... ...\,\,\,\,\,\,\,\,\frac{p(C)^{c}p(D)^{d}}{p(A)^{a}p(B)^{b}}=K_{p}\end{displaymath}$

wobei

die Konzentration und

der Partialdruck.

Homogene und heterogene Gleichgewichte

In homogenen Gleichgewichten muss die Konzentration oder der Druck eines jeden Stoffes mit in das MWG einfließen. Bei heterogenen Gleichgewichten ist jedoch ein Stoff fest. Feste Stoffe haben immer die Konzentration von $1\frac{mol}{l}$ .

Zusammenhang zwischen den beiden Gleichgewichtskonstanten $K_{c}$ und $K_{p}$

Die Gleichgewichtskonstante $K_{c}$ ist auf die Konzentration bezogen. Die Gleichgewichtskonstante $K_{p}$ jedoch auf den Druck. Allerdings kann man mit Hilfe des allgemeinen Gasgesetzes den Druck recht einfach in die Konzentration umformen und umgekehrt. In Fällen, wo die Anzahl der Teilchen auf der Edukt und auf der Produktseite einer Reaktionsgleichung gleich ist, entfällt die Umrechnung sogar ganz.
Nach dem idealen Gasgesetz gilt

$\begin{displaymath}pV=nRT\Leftrightarrow p=\frac{n}{V}RT=c(RT)\end{displaymath}$

Durch einsetzen in die Gleichung des MWG von $aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$ erhalten wir

$\begin{displaymath}K_{p}=\frac{p(C)^{c}p(D)^{d}}{p(A)^{a}p(B)^{b}}=\frac{c(C)^{c}(RT)^{c}c(D)^{d}(RT)^{d}}{c(A)^{a}(RT)^{a}c(B)^{b}(RT)^{b}}\end{displaymath}$

Wir sehen nun, daß, wenn links und rechts gleichviele Anzahl an Teilchen sind, sich alle RTs wegkürzen.
In folgendem Beispiel kürzt sich nicht alles weg: $H_{2}\rightleftharpoons 2H$

$\begin{displaymath}K_{p}=\frac{p(H)^{2}}{p(H^{2})}=\frac{c(H)^{2}(RT)^{2}}{c(H^{2})RT}=\frac{c(H)^{2}}{c(H^{2})}RT\end{displaymath}$

daraus folgt $K_{p}=RT\cdot K_{c}$

Bedeutung großer und kleiner und nahe bei 1 liegender Gleichgewichtskonstanten

$K_{c}$ , $K_{p}$	Bedeutung
$\ll 1$	Die Reaktion läuft praktisch nicht ab. Zähler klein, Nenner groß
$\approx 1\pm 100$	Die Reaktion ist im Gleichgewicht. Zähler und Nenner etwa gleich
$\gg 1$	Die Reaktion läuft fast vollständig ab. Zähler groß, Nenner klein (Nenner kleiner 1 mulitiplizieren den Zähler (Nenner kann nicht kleiner als 0 werden; Nenner bis -1 würden den Zähler negativ multiplizieren ))

Verhalten der Gleichgewichtskonstanten gegenüber unterschiedlichen Temperaturen

Alle Gleichgewichtskonstanten sind Temperaturabhängig. Bei Temperaturänderungen ändert sich die Gleichgewichtskonstante. Es gibt auch eine Möglichkeit Gleichgewichtskonstanten anderer Temperaturen aus anderen Gleichgewichtskonstanten zu berechnen. Das haben wir jedoch nicht gemacht.

Prinzip von Le Chatelier

Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches System durch Änderung der äußeren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, daß es dem äußeren Zwang ausweicht.
Beispiele:

Temperaturerhöhung: Gleichgewicht verschiebt sich dahin, wo mehr Energie verbraucht wird. Ist die Reaktion exotherm, so verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Eduktseite.
Druckerhöhung: Gleichgewicht verschieb sich auf die Seite mit der geringsten Anzahl an Teilchen. Dies wird beim Haber-Bosch-Verfahren ausgenutzt.

Hin- und Rückreaktionen Das chemische Gleichgewicht Redoxreaktionen

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