Ein heterogenes Gleichgewicht bezieht sich auf ein chemisches Gleichgewicht, bei dem die beteiligten Stoffe in unterschiedlichen Phasen vorliegen. Das bedeutet, dass sich die Stoffe in verschiedenen Aggregatzuständen befinden, wie z.B. in einer gasförmigen, flüssigen oder festen Phase.
Ein Beispiel für ein heterogenes Gleichgewicht ist die Reaktion zwischen Kohlenstoffmonoxid (CO) und Wasserstoff (H2), um Methan (CH4) zu bilden:
CO (Gas) + 3 H2 (Gas) ⇌ CH4 (Gas)
In diesem Fall sind CO und H2 Gase, während CH4 ebenfalls ein Gas ist. Das heterogene Gleichgewicht entsteht durch die Reaktion der Gase, obwohl sie sich in unterschiedlichen Phasen befinden.
Das Prinzip des chemischen Gleichgewichts und das Gleichgewichtsgesetz gelten auch für heterogene Gleichgewichte. Die Gleichgewichtskonstante K wird jedoch leicht anders definiert. In einem heterogenen Gleichgewicht wird K als das Produkt der Konzentrationen (oder Aktivitäten) der Produkte, jeweils erhoben mit ihrem stöchiometrischen Koeffizienten, geteilt durch das Produkt der Konzentrationen (oder Aktivitäten) der Edukte, jeweils erhoben mit ihrem stöchiometrischen Koeffizienten, definiert.
Die Gleichgewichtskonstante K für das obige Beispiel würde folgendermaßen aussehen:
K = (p(CH4)) / (p(CO) * p(H2)^3)
Hier steht „p“ für den Partialdruck der Gase. Die Exponenten der Gaskonzentrationen entsprechen den stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung.
Heterogene Gleichgewichte können in verschiedenen chemischen Systemen auftreten, wie z.B. in gasförmigen Reaktionen, Reaktionen zwischen einer gasförmigen und einer festen Phase oder zwischen einer flüssigen und einer festen Phase. Sie spielen eine wichtige Rolle in vielen industriellen Prozessen, wie z.B. der Ammoniaksynthese, der Haber-Bosch-Methode zur Herstellung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff, bei der sowohl gasförmige als auch feste Phasen beteiligt sind.