Zwischen Stickstoffdioxid und braunem Distickstofftetroxid ($N_2O_4 $ farbloses Gas) finden folgende Reaktionen statt: $N_2O_4$ $\longrightarrow$ $ 2NO_2 (1)$ $N_2O_4$ $\longleftarrow$ $ 2NO_2 (2)$ Angenommen, bei einer gegebenen Temperatur ist es möglich, von purem $ N_2O_4 $ auszugehen. Wenden wir das chemische Gesetz der Geschwindigkeiten an: Zuerst würden wir nur die Reaktion (1) mit folgender Geschwindigkeit haben: $v_1$ $=$ $k_1[N_2O_4]$ Da $ N_2O_4 $ verschwindet und $ NO_2 $ gebildet wird, ist wird Geschwindigkeit die Reaktion (2) V_2 $ $ = $ k_2[NO_2]^2 $ von Null ab immer größer, weil $ [NO_2] $ zunimmt, während diejenige der Reaktion (1) kleiner wird, weil $ [N_2O_4] $ abnimmt. Es kommt unvermeidlich der Moment, wo die zwei Geschwindigkeiten gleich sind! Bald gibt es ein Gleichgewicht : $ NO_2 $ verschwindet so schnell durch die Reaktion (2), wie es durch die Reaktion (1) gebildet wird und wir haben: $v_1$ $=$ $v_2$ $k_1[N_2O_4]$ $=$ $k_2[NO_2]^2$ $\frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]}$ $=$ $\frac{ k_1}{ k_2}$ $\frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]}$ = $K_c$ Da $ k_1 $ und $ k_2 $ temperaturabhängige Geschwindigkeitskonstanten sind, ist $ K_c = \frac{k_1}{k_2} $ eine von der Temperatur abhängige Konstante!
Für das Gleichgewicht: $N_2O_4$ $\rightleftarrows$ $2NO_2$ gilt das Gesetz: $K_c$ $=$ $\frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]}$ $K_c$ ist die Gleichgewichtskonstante. $K_c$ hängt einzig und allein von der Temperatur ab.