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Prinzip von Le Chatelier: Gleichgewichte vorhersagen
Wie reagiert ein chemisches Gleichgewicht auf eine Änderung? Le Chatelier sagt voraus: Wird das Gleichgewicht durch eine Konzentrations-, Druck- oder Temperaturänderung gestört, wird die Reaktionsrichtung begünstigt, die der Änderung entgegenwirkt. Die Änderung wird dadurch abgeschwächt, aber nicht einfach rückgängig gemacht.
Auf dieser Seite lernst du, die Verschiebungsrichtung systematisch vorherzusagen und mehrere Einflüsse bei der Ammoniaksynthese gegeneinander abzuwägen.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Warum reagiert ein Gleichgewicht auf eine Störung?
In einem dynamischen chemischen Gleichgewicht laufen Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ab. Beide sind gleich schnell. Deshalb bleiben die Konzentrationen der beteiligten Stoffe konstant, obwohl auf Teilchenebene weiterhin Reaktionen stattfinden. Konstant bedeutet dabei nicht, dass Edukte und Produkte dieselbe Konzentration haben.
Prinzip von Le Chatelier
Wird ein System im chemischen Gleichgewicht durch eine äußere Änderung gestört, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass die Wirkung dieser Änderung vermindert wird. Typische Änderungen betreffen Konzentration, Gasdruck und Temperatur. Nicht jede Änderung stört das Gleichgewicht; die Bedingungen sind entscheidend.
Das Prinzip sagt die bevorzugte Reaktionsrichtung nach einer Störung voraus. Es sagt allein weder, wie groß die Verschiebung ist, noch wie schnell das neue Gleichgewicht erreicht wird.
Frage immer: Was wurde geändert, und welche Reaktionsrichtung vermindert genau diese Änderung?
Wie wirkt eine Konzentrationsänderung?
Bei unveränderter Temperatur und ansonsten gleichen Bedingungen gilt für einen gasförmigen oder gelösten Reaktionspartner: Wird seine Konzentration erhöht, wird die Reaktionsrichtung begünstigt, die diesen Stoff verbraucht. Wird ein Stoff entfernt, wird die Richtung begünstigt, die ihn nachbildet.
Für das Gleichgewicht der gasförmigen Stoffe
$$\mathrm{H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2\,HI}$$
gilt:
- Gibst du mehr $\mathrm{I_2}$ hinzu, wird die Hinreaktion begünstigt. Sie verbraucht $\mathrm{I_2}$ und bildet mehr $\mathrm{HI}$.
- Gibst du mehr $\mathrm{HI}$ hinzu, wird die Rückreaktion begünstigt. Sie verbraucht einen Teil des zugesetzten Produkts.
- Entfernst du $\mathrm{HI}$, wird die Hinreaktion begünstigt. Sie bildet das entfernte Produkt nach.
Nach einem einmaligen Eingriff stellt sich wieder ein Gleichgewicht ein. Bei fortlaufender Entnahme wird das System dagegen ständig weiter gestört.
Reine Feststoffe und reine Flüssigkeiten sind ein Sonderfall: Solange die jeweilige Phase vorhanden bleibt, verschiebt die bloße Änderung ihrer Menge das Gleichgewicht nicht.
Wie entscheidest du bei einer Druckänderung?
Die Druckregel gilt für Gasgleichgewichte bei Volumenänderung und konstanter Temperatur. Im Modell idealer Gase begünstigt Kompression die Seite mit weniger gasförmigen Teilchen. Vergrößerst du das Volumen, sinkt der Druck; begünstigt wird die Seite mit mehr gasförmigen Teilchen.
Zähle dafür die Koeffizienten, also die Zahlen vor den Formeln, der gasförmigen Stoffe. Die Zeichen $(g)$ und $(s)$ bedeuten gasförmig und fest. Feste und flüssige Stoffe werden bei diesem Gasvergleich nicht mitgezählt.
Gegeben ist:
$$\mathrm{2\,CO(g) \rightleftharpoons CO_2(g) + C(s)}$$
- Links stehen zwei gasförmige Teilchenanteile: $2\,\mathrm{CO(g)}$.
- Rechts steht ein gasförmiger Teilchenanteil: $1\,\mathrm{CO_2(g)}$. Der feste Kohlenstoff $\mathrm{C(s)}$ zählt nicht mit.
- Wird der Druck durch Kompression bei konstanter Temperatur erhöht, wird die rechte Seite mit weniger Gasteilchen begünstigt.
Unter diesen Bedingungen entstehen im neuen Gleichgewicht mehr $\mathrm{CO_2}$ und $\mathrm{C}$ als vor der Druckänderung.
Stehen auf beiden Seiten gleich viele gasförmige Teilchenanteile, verschiebt eine Volumenänderung bei konstanter Temperatur das ideale Gasgleichgewicht nicht.
„Druck erhöht“ allein reicht nicht: Gibst du ein nicht reagierendes Gas (Inertgas) bei konstantem Volumen und konstanter Temperatur hinzu, steigt zwar der Gesamtdruck. Die Konzentrationen der Reaktionspartner bleiben aber gleich; das ideale Gasgleichgewicht verschiebt sich nicht.
Wie wirkt eine Temperaturänderung?
Behandle Wärme gedanklich wie einen Bestandteil der Reaktion:
- Eine exotherme Reaktionsrichtung gibt Wärme ab.
- Eine endotherme Reaktionsrichtung nimmt Wärme auf.
- Erwärmen begünstigt die endotherme Richtung, die zugeführte Wärme aufnimmt.
- Abkühlen begünstigt die exotherme Richtung, die Wärme freisetzt.
Für diese Beispielaufgabe ist die Reaktionsenthalpie $\Delta H$ der Bildung von Distickstofftetraoxid angegeben:
$$\mathrm{2\,NO_2(g) \rightleftharpoons N_2O_4(g)} \qquad \Delta H=-58\,\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}$$
Die Einheit bezieht sich hier auf einen Formelumsatz: Aus zwei Mol $\mathrm{NO_2}$ entsteht ein Mol $\mathrm{N_2O_4}$. Das negative $\Delta H$ kennzeichnet die Hinreaktion als exotherm. Beim Erwärmen wird deshalb die endotherme Rückreaktion begünstigt: Mehr $\mathrm{N_2O_4}$ zerfällt zu braunem $\mathrm{NO_2}$, und das Gasgemisch wird dunkler.
Beim Abkühlen wird die exotherme Hinreaktion begünstigt: Mehr farbloses $\mathrm{N_2O_4}$ entsteht, und das Gemisch wird heller.
Wärme zu: endotherme Richtung. Wärme weg: exotherme Richtung.
Wie kombinierst du die Einflüsse bei Ammoniak?
Für die Ammoniaksynthese gilt:
$$\mathrm{N_2(g) + 3\,H_2(g) \rightleftharpoons 2\,NH_3(g)}$$
Die Hinreaktion ist exotherm. Daraus folgen drei qualitative Vorhersagen:
- Kompression bei gleicher Temperatur begünstigt $\mathrm{NH_3}$, weil auf der Produktseite zwei statt vier gasförmige Teilchenanteile stehen.
- Niedrigere Temperatur begünstigt die exotherme Produktbildung.
- Entnahme von $\mathrm{NH_3}$ begünstigt seine Nachbildung.
Technische Bedingungen richten sich aber nicht nur nach der Gleichgewichtslage. Eine niedrige Temperatur begünstigt zwar die Produktseite, kann die Einstellung des Gleichgewichts jedoch verlangsamen. Sehr hoher Druck begünstigt Ammoniak, stellt aber höhere technische Anforderungen. Deshalb ist die reale Wahl von Druck und Temperatur ein Kompromiss aus günstiger Gleichgewichtslage, ausreichender Geschwindigkeit und technischer Umsetzbarkeit.
Katalysator
Ein Katalysator beschleunigt Hin- und Rückreaktion und sorgt dafür, dass das Gleichgewicht schneller erreicht wird. Er verschiebt die Gleichgewichtslage nicht und erhöht die Gleichgewichtsausbeute nicht.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Prinzip von Le Chatelier
- Ausgangslage
- dynamisches Gleichgewicht
- gleich schnelle Hin- und Rückreaktion
- Äußerer Zwang
- Konzentration ändern
- Gasdruck ändern
- Temperatur ändern
- Vorhersage
- zugesetzten Stoff verbrauchen
- entfernten Stoff nachbilden
- bei Kompression und gleicher Temperatur weniger Gasteilchen begünstigen
- bei Erwärmung endotherme Richtung begünstigen
- Technische Anwendung
- Gleichgewichtslage beachten
- Geschwindigkeit und Umsetzbarkeit abwägen
- Katalysator von Verschiebung unterscheiden
- Ausgangslage
Gehe bei jeder Aufgabe in derselben Reihenfolge vor: Änderung benennen, passende Regel auswählen, Reaktionsgleichung auswerten und die Verschiebungsrichtung mit einem vollständigen Satz begründen.