Gleichgewichtsreaktionen

In homogener Phase laufen chemische Reaktionen sehr selten vollständig, sondern nur bis zum Erreichen des Gleichgewichtszustandes ab. Im chemischen Gleichgewicht liegen sowohl Edukte als auch Produkte nebeneinander vor. Solche Reaktionen bezeichnet man als Gleichgewichtsreaktionen.

Der einfachste Fall einer Gleichgewichtsreaktion ist eine Isomerisierung

Beispiel

$$\begin{array}{ccc}\hfill \text{D}-\text{C}{\text{H}}_3\text{C}\text{H}\text{Br}\text{C}{\text{H}}_2\text{C}{\text{H}}_3& \rightleftharpoons & \text{L}-\text{C}{\text{H}}_3\text{C}\text{H}\text{Br}\text{C}{\text{H}}_2\text{C}{\text{H}}_3\hfill \end{array}$$

Für die Konzentrationsänderung von A gilt:

$$\frac{\text{d}a}{\text{d}t}=k_{-1}b-k_{1}a$$

Für die Gleichgewichtskonstante $K$ der Reaktion ergibt sich

$$K=\frac{b}{a}=\frac{k_1}{k_{-1}}$$

Diese Gleichung stellt einen wichtigen Zusammenhang zwischen Thermodynamik (Gleichgewichtskonstante) und Kinetik (Geschwindigkeitskonstanten) her.

Herleitung

Praktisch bedeutet dies, dass man aus einer gemessenen Geschwindigkeitskonstanten auch die andere berechnen kann, wenn die Gleichgewichtskonstante bekannt ist.