Die Van-’t-Hoff-Gleichung oder Van-’t-Hoff’sche bzw. van-’t-hoffsche Reaktionsisobare (nach Jacobus Henricus van ’t Hoff) beschreibt in der Thermodynamik den Zusammenhang zwischen der Lage des Gleichgewichts einer chemischen Reaktion und der Temperatur (bei konstantem Druck):
wobei
Der Index p steht für den konstanten Druck. Eine andere Formulierung der Van-’t-Hoff-Gleichung für die inverse Temperatur $ \beta =(k_{\mathrm {B} }T)^{-1} $ mit der Boltzmann-Konstante $ k_{\mathrm {B} } $ ist:[1]
wobei $ N_{\mathrm {A} } $ die Avogadro-Konstante ist.
Für die Gleichgewichtskonstante $ K $ gilt allgemein:
Deren partielle Ableitung nach der Temperatur bei konstantem Druck ergibt somit:
Die Ableitung der molaren, freien Reaktionsenthalpie nach der Temperatur bei konstantem Druck berechnet sich wie folgt:
$ \rightarrow {\Bigl (}{\frac {\partial \ln K}{\partial T}}{\Bigr )}_{p}=+{\frac {\Delta _{r}G^{0}(T)}{RT^{2}}}+{\frac {T\Delta _{r}S^{0}(T)}{RT^{2}}} $
Mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung
ergibt sich:
Hält man das Volumen bei einer Reaktion konstant, so wird die Reaktion durch die Änderung der Standard-Freie Energie $ \ln K=-\Delta _{r}F(N_{i},V,T)^{0}/(RT) $ beschrieben. Es ergibt sich die van-’t-Hoff’sche Reaktionsisochore[2]:
Die formale Lösung der Van-’t-Hoff-Gleichung lautet
In der ulichschen Näherung geht man von einer – zumindest in einem gewissen Temperaturintervall – konstanten Standardreaktionsenthalpie aus.[3]
Damit ergibt sich: