Das chemische Gleichgewicht ist ein grundlegendes Konzept der Chemie, ein sogenanntes Basiskonzept.
Chemische Reaktionen laufen meistens nicht nur in eine Richtung, vom Edukt zum Produkt, sondern können auch umgekehrt verlaufen, vom Produkt zurück zum Edukt. Meistens spricht man dann von einer "Hinreaktion" und einer "Rückreaktion".
Stellen wir uns vor, die Edukte A und B reagieren miteinander zu den Produkten C und D.
Am Anfang ist die Konzentration von A und B noch sehr hoch, im Laufe der Zeit stoßen aber immer mehr A- und B-Teilchen zusammen, so dass C- und D-Teilchen entstehen. Die Konzentrationen c(A) und c(B) werden so ständig kleiner, während die Konzentrationen c(C) und c(D) zunehmen. Mit den Konzentrationen c(A) und c(B) nimmt auch die Geschwindigkeit der Hinreaktion ab.
Je mehr C- und D-Teilchen es aber gibt, desto größer ist die Wahrscheinlichkeit, dass auch mal C- mit D-Teilchen zusammenstoßen und dann wieder zu A- und B-Teilchen reagieren. Mit den steigenden Konzentration c(C) und c(D) nimmt die Geschwindigkeit der Rückreaktion zu.
Zu einem bestimmten Zeitpunkt hat die Rückreaktion die gleiche Reaktionsgeschwindigkeit wie die Hinreaktion, es gilt
$v_{(Hin)} = v_{(Rueck)}$
Für den außenstehenden Betrachter ändern sich ab jetzt die Konzentrationen der Stoffe nicht mehr, es herrscht ein chemisches Gleichgewicht. Könnte man jedoch die Teilchen beobachten, würde man feststellen, dass immer noch A + B zu C + D reagiert und dass umgekehrt auch immer noch C + D zu A + B zurück reagiert. Es liegt also ein dynamisches Gleichgewicht vor. In einer bestimmten Zeiteinheit "verschwinden" genau so viele A- und B-Teilchen wie durch die Rückreaktion wieder entstehen.
Die Lage des Gleichgewichts hängt von verschiedenen Faktoren ab (zum Beispiel Temperatur) und wird durch das Massenwirkungsgesetz beschrieben. Demnach ist das Produkt der Produkt-Konzentrationen geteilt durch das Produkt der Edukt-Konzentrationen konstant. Auf die Reaktion von A und B zu C und D angewandt heißt das:
$K = \frac{c(C) \times c(D)}{c(A) \times c(B)}$
Die sogenannte Gleichgewichtskonstante K ist charakteristisch für die jeweilige chemische Reaktion. Wenn das chemische Gleichgewicht mehr auf der Produktseite liegt, dann hat K einen Wert größer als 1. Liegt das Gleichgewicht dagegen mehr auf der Eduktseite, so gilt K < 1.
Bei manchen Reaktionen liegt das Gleichgewicht sehr stark auf der linken Seite, auf der Eduktseite. Ein gutes Beispiel ist die Dissoziation einer schwachen Säure, bei der nur 1% oder weniger der Säure-Moleküle ein Proton an Wasser-Moleküle abgeben.
Bei anderen Reaktionen liegt das Gleichgewicht sehr stark auf der rechten Seite, der Produktseite. Die Dissoziation von Chlorwasserstoff in wässriger Lösung ist ein gutes Beispiel. Das HCl-Molekül dissoziiert zu 100% und gibt Protonen an Wasser-Moleküle ab.
Bei vielen Reaktionen aber liegt das Gleichgewicht irgendwo auf der linken oder der rechten Seite, aber nicht so extrem wie bei schwachen Säuren oder starken Säuren. Die Veresterung von Essigsäure mit Ethanol ist hier ein gutes Beispiel aus der organischen Chemie. Die Gleichgewichtskonstante hat hier bei Zimmertemperatur den Wert 4. Das chemische Gleichgewicht liegt hier bei ca. 66,7% Ester, also weitgehend auf der Produktseite.