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Prinzip von Le Chatelier einfach erklärt
Prinzip von Le Chatelier: Änderst du bei einem chemischen Gleichgewicht die Konzentration, den Druck oder die Temperatur, verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, 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.
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.
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?
Wird die Konzentration eines Stoffes erhöht, wird die Reaktionsrichtung begünstigt, die diesen Stoff verbraucht. Wird ein Stoff entfernt, wird die Richtung begünstigt, die ihn nachbildet.
Für das Gleichgewicht
$$\mathrm{H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2\,HI}$$
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.
In jedem Fall stellt sich anschließend ein neues Gleichgewicht ein.
Wie entscheidest du bei einer Druckänderung?
Die Druckregel brauchst du bei Gleichgewichten mit Gasen. Eine Druckerhöhung durch Verkleinern des verfügbaren Volumens begünstigt die Seite mit weniger gasförmigen Teilchen. Eine Drucksenkung begünstigt die Seite mit mehr gasförmigen Teilchen.
Zähle dafür nur die Koeffizienten der gasförmigen Stoffe. Feste Stoffe werden bei diesem Vergleich 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.
- Bei Druckerhöhung wird daher die rechte Seite mit weniger Gasteilchen begünstigt.
Es entstehen im neuen Gleichgewicht mehr $\mathrm{CO_2}$ und $\mathrm{C}$ als vor der Druckänderung.
Stehen auf beiden Seiten gleich viele gasförmige Teilchenanteile, liefert die Teilchenzahlregel keine bevorzugte Seite für eine Druckänderung.
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.
Die Bildung von Distickstofftetraoxid ist exotherm:
$$\mathrm{2\,NO_2(g) \rightleftharpoons N_2O_4(g)} \qquad \Delta H=-58\,\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}$$
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:
- Höherer Druck 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 höherem Druck 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.