Das chemische Gleichgewicht

Viele Reaktionen laufen nicht vollständig in eine Richtung ab, sondern sind umkehrbar. Ein Beispiel ist die Ammoniaksynthese: N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃. Zu Beginn entsteht schnell Ammoniak. Je mehr Ammoniak vorhanden ist, desto häufiger zerfällt es aber auch wieder in Stickstoff und Wasserstoff. Irgendwann laufen Hin- und Rückreaktion gleich schnell ab, und die Konzentrationen aller beteiligten Stoffe ändern sich nicht mehr. Dieser Zustand heißt chemisches Gleichgewicht.

Ein typischer Fehler ist die Vorstellung, im Gleichgewicht sei die Reaktion zum Stillstand gekommen oder alle Stoffe lägen in gleicher Menge vor. Beides stimmt nicht. Das Gleichgewicht ist dynamisch: Auf Teilchenebene reagieren ständig Moleküle in beide Richtungen, nur gleich schnell. Gleich sind also die Reaktionsgeschwindigkeiten, nicht die Konzentrationen. Oft liegt im Gleichgewicht viel mehr Produkt als Edukt vor oder umgekehrt, je nachdem wie weit die Reaktion von Natur aus abläuft.

Wird ein Gleichgewicht gestört, reagiert das System nach dem Prinzip von Le Chatelier, benannt nach dem französischen Chemiker Henry Louis Le Chatelier: Es weicht dem Zwang aus, den man ihm auferlegt. Fügst du Edukt hinzu, wird verstärkt Produkt gebildet. Erhöhst du die Temperatur, wird die endotherme Reaktionsrichtung begünstigt, weil sie die zugeführte Wärme aufnimmt. Erhöhst du bei Gasreaktionen den Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht zur Seite mit weniger Gasteilchen, weil das System so dem erhöhten Druck ausweicht.

Ein häufiger Fehler ist zu glauben, ein Katalysator verändere die Lage des Gleichgewichts. Das stimmt nicht: Ein Katalysator setzt die Aktivierungsenergie für Hin- und Rückreaktion gleichermaßen herab und beschleunigt beide Richtungen gleich stark. Dadurch stellt sich das Gleichgewicht schneller ein, die Endkonzentrationen bleiben aber exakt dieselben wie ohne Katalysator.

Ein zweiter Fehler ist, die Wirkung einer Druckänderung auch bei Reaktionen ohne Gase oder mit gleicher Teilchenzahl auf beiden Seiten anzuwenden. Enthält die Reaktionsgleichung links und rechts dieselbe Anzahl an Gasteilchen, hat eine Druckänderung keinen Einfluss auf die Gleichgewichtslage, weil das System durch keine Verschiebung dem Druck ausweichen kann.

Ein dritter Fehler ist, bei der Temperaturänderung automatisch anzunehmen, Erwärmen begünstige immer die Hinreaktion. Tatsächlich hängt das davon ab, ob die Hinreaktion exotherm oder endotherm ist: Erwärmen begünstigt immer die endotherme Richtung, unabhängig davon, ob das die Hin- oder die Rückreaktion ist.

Die Ammoniaksynthese ist keine reine Schulübung, sondern die Grundlage des Haber-Bosch-Verfahrens, mit dem seit über hundert Jahren der Großteil des weltweit benötigten Düngemittelstickstoffs hergestellt wird. Ohne dieses Verfahren könnte die Landwirtschaft nur einen Bruchteil der heutigen Weltbevölkerung ernähren, weshalb es zu den bedeutendsten chemischen Verfahren der Industriegeschichte zählt.

In der Praxis muss man zwischen chemischem Gleichgewicht und wirtschaftlicher Machbarkeit abwägen. Niedrige Temperaturen würden zwar mehr Ammoniak liefern, die Reaktion liefe dann aber viel zu langsam ab. Deshalb wählt man einen Kompromiss aus mittlerer Temperatur (rund 450 °C), hohem Druck (200 bis 300 bar) und einem Eisenkatalysator, der die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, ohne die Gleichgewichtslage zu verändern.