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Die Reaktionsgeschwindigkeit beschreibt den Umsatz pro Zeit und hängt von Konzentration, Temperatur und Oberfläche ab. Im chemischen Gleichgewicht sind Hin- und Rückreaktion gleich schnell. Das Prinzip von Le Chatelier erklärt, wie dieses Gleichgewicht auf äußere Einflüsse reagiert, um den Zwang zu minimieren.
Die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist definiert als der Umsatz eines Reaktionsteilnehmers pro Zeiteinheit. Sie wird in mol·L⁻¹·s⁻¹ gemessen und ist stets positiv. Formal wird sie für einen Ausgangsstoff A durch v = –d[A]/dt ausgedrückt, also durch die Abnahme der Konzentration über die Zeit.
Die Geschwindigkeit hängt von den Konzentrationen der Reaktanden und einer Proportionalitätskonstanten k ab, der Geschwindigkeitskonstante. Für eine allgemeine Reaktion aA + bB → Produkte gilt das Geschwindigkeitsgesetz: v = k · [A]^m · [B]^n. Die Exponenten m und n ergeben die Reaktionsordnung; sie müssen nicht mit den stöchiometrischen Koeffizienten a und b übereinstimmen, sondern werden experimentell bestimmt. Die Konstante k ist für eine gegebene Temperatur charakteristisch; sie enthält die Aktivierungsenergie und steigt mit der Temperatur an.
Man unterscheidet Reaktionen nullter Ordnung (v = k, die Geschwindigkeit ist konzentrationsunabhängig, z. B. bei enzymatischen Reaktionen mit Substratsättigung), erster Ordnung (v = k [A]) und zweiter Ordnung (v = k [A][B] oder v = k [A]^2). Ein konkretes Beispiel einer umkehrbaren Reaktion ist das Haber-Bosch-Verfahren: 3 H₂ + N₂ ⇌ 2 NH₃. Die Hinreaktion ist vierter Ordnung mit v_hin = k₁ [H₂]³ [N₂], die Rückreaktion zweiter Ordnung mit v_rück = k₂ [NH₃]².
In einem chemischen Gleichgewicht laufen die Hin- und Rückreaktion gleichzeitig und mit der gleichen Reaktionsgeschwindigkeit ab. Das bedeutet, dass sich die Konzentrationen der beteiligten Stoffe makroskopisch nicht mehr ändern, obwohl auf mikroskopischer Ebene ständig Teilchen umgewandelt werden. Dieses Gleichgewicht ist jedoch nicht starr, sondern reagiert empfindlich auf Änderungen der Umweltbedingungen.
Die Geschwindigkeit, mit der sich das Gleichgewicht einstellt, wird durch die gleichen Faktoren bestimmt, die auch die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflussen. Eine Erhöhung der Konzentration der Ausgangsstoffe führt zu mehr Stößen pro Zeit und damit zu einer schnelleren Reaktion. Ebenso erhöht eine Temperatursteigerung die kinetische Energie der Teilchen; die Van't Hoff'sche RGT-Regel besagt, dass eine Temperaturerhöhung um 10 K die Reaktionsgeschwindigkeit etwa verdoppelt bis verdreifacht. Eine größere Oberfläche (z. B. bei Feststoffen oder heterogener Katalyse) vergrößert die Kontaktfläche und erhöht so die Reaktionsgeschwindigkeit. Katalysatoren setzen die Aktivierungsenergie herab und beschleunigen dadurch sowohl Hin- als auch Rückreaktion.
Das Prinzip von Le Chatelier, auch als das 'Prinzip vom kleinsten Zwang' bekannt, besagt: Übt man auf ein System, das sich im Gleichgewicht befindet, einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass es diesem Zwang ausweicht. Als 'Zwang' gelten Änderungen der Konzentration, des Drucks oder der Temperatur.
Eine Änderung der Konzentration führt dazu, dass das System versucht, den hinzugefügten Stoff zu verbrauchen oder den entnommenen Stoff nachzuproduzieren. Erhöht man die Konzentration der Edukte (Ausgangsstoffe), verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts zu den Produkten. Entfernt man hingegen ein Produkt kontinuierlich aus dem System, wird ständig neues Produkt nachgebildet.
Die Auswirkung der Temperatur hängt davon ab, ob eine Reaktion exotherm (Wärme wird frei) oder endotherm (Wärme wird verbraucht) ist. Man kann Wärme wie einen Reaktionspartner betrachten. Eine Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Reaktion, da das System die überschüssige Energie verbrauchen will. Eine Abkühlung hingegen begünstigt die exotherme Reaktion.
Änderungen des Drucks sind vor allem bei Reaktionen von Bedeutung, an denen Gase beteiligt sind. Erhöht man den Druck, weicht das System auf die Seite aus, die weniger Platz beansprucht, also die geringere Stoffmenge an Gasmolekülen aufweist. Verringert man den Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht zur Seite mit der höheren Anzahl an Gasmolekülen.
Ein Katalysator hat eine besondere Rolle: Er beschleunigt zwar die Einstellung des Gleichgewichts, indem er die Aktivierungsenergie für beide Reaktionsrichtungen gleichermaßen senkt, aber er verändert die Gleichgewichtslage nicht. Die Ausbeute an Produkten bleibt also gleich, sie wird lediglich schneller erreicht.
Stellen Sie sich das Gleichgewicht wie eine Wippe vor, die perfekt ausbalanciert ist. Legt man auf eine Seite ein zusätzliches Gewicht (Konzentrationserhöhung), kippt die Wippe. Um wieder ins Gleichgewicht zu kommen, muss ein Teil des Gewichts auf die andere Seite wandern. Das Prinzip von Le Chatelier ist die physikalische Beschreibung dieses natürlichen Bestrebens nach Stabilität.
