Chemisches Gleichgewicht und das Prinzip von Le Chatelier
Du verstehst umkehrbare Reaktionen und das dynamische Gleichgewicht und sagst mit dem Prinzip von Le Chatelier vorher, wie sich das Gleichgewicht verschiebt.
Die Grundlagen
Viele Reaktionen laufen nicht vollständig in eine Richtung ab. Die Produkte können auch wieder zu den Edukten zurückreagieren. Solche Reaktionen heißen umkehrbar und werden mit einem Doppelpfeil geschrieben:
A + B ⇌ C + D
Das dynamische Gleichgewicht
Am Anfang läuft vor allem die Hinreaktion. Mit der Zeit entstehen Produkte, und die Rückreaktion wird schneller. Schließlich laufen Hin- und Rückreaktion gleich schnell ab. Von außen ändert sich dann nichts mehr: Die Konzentrationen bleiben konstant. Im Inneren reagieren aber ständig Teilchen in beide Richtungen. Deshalb spricht man von einem dynamischen Gleichgewicht.
Ein Gleichgewicht stellt sich nur in einem geschlossenen System ein. Entweicht ein Produkt, etwa ein Gas, läuft die Reaktion vollständig ab.
Das Prinzip von Le Chatelier
Henry Le Chatelier formulierte 1884: Wird auf ein System im Gleichgewicht ein Zwang ausgeübt, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass der Zwang verringert wird (Prinzip vom kleinsten Zwang).
| Zwang | Reaktion des Systems |
|---|---|
| Konzentration eines Edukts erhöhen | Verschiebung zu den Produkten |
| Produkt entfernen | Verschiebung zu den Produkten |
| Temperatur erhöhen | Verschiebung in Richtung der endothermen Reaktion |
| Temperatur senken | Verschiebung in Richtung der exothermen Reaktion |
| Druck erhöhen (Gase) | Verschiebung zur Seite mit weniger Gasteilchen |
Ein Katalysator verschiebt das Gleichgewicht nicht. Er sorgt nur dafür, dass es sich schneller einstellt.
Das Haber-Bosch-Verfahren
Ammoniak ist Grundstoff für Düngemittel. Er wird aus Stickstoff und Wasserstoff hergestellt:
N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ (exotherm, ΔH ≈ −92 kJ/mol)
- Hoher Druck (etwa 200 bar und mehr): Links stehen 4 Gasteilchen, rechts 2. Druck verschiebt das Gleichgewicht nach rechts.
- Temperatur: Niedrige Temperaturen würden die exotherme Hinreaktion begünstigen, aber die Reaktion wäre zu langsam. Man wählt einen Kompromiss um 400 bis 500 °C.
- Eisenkatalysator beschleunigt die Einstellung des Gleichgewichts.
- Ammoniak wird laufend abgetrennt, sodass immer weiter Produkt entsteht.
Fritz Haber und Carl Bosch entwickelten das Verfahren Anfang des 20. Jahrhunderts. Es hat die Ernährung von Milliarden Menschen ermöglicht.
Kurz gemerkt
Umkehrbare Reaktionen erreichen in geschlossenen Systemen ein dynamisches Gleichgewicht, in dem Hin- und Rückreaktion gleich schnell sind. Le Chatelier: Das Gleichgewicht weicht einem Zwang aus. Katalysatoren verschieben es nicht.
So sieht es in der Praxis aus
Beispiel 1
- Die Hinreaktion ist exotherm, die Rückreaktion endotherm.
- Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Richtung.
Ergebnis Das Gleichgewicht verschiebt sich nach links, es entsteht weniger Ammoniak (die Reaktion läuft aber schneller ab).
Beispiel 2
- Links 2 Gasteilchen, rechts 2 Gasteilchen
Ergebnis Keine Verschiebung, weil die Teilchenzahl auf beiden Seiten gleich ist.
Jetzt bist du dran
Was passiert, wenn man bei der Veresterung das entstehende Wasser laufend entfernt?
Lösung anzeigen
Das Gleichgewicht verschiebt sich zu den Produkten, die Esterausbeute steigt.
Warum bleiben im Gleichgewicht die Konzentrationen konstant, obwohl Reaktionen ablaufen?
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Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell, es entsteht so viel, wie zerfällt.
Wie wirkt sich ein Katalysator auf die Lage des Gleichgewichts aus?
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Gar nicht, er beschleunigt nur die Einstellung.
Häufige Fehler vermeiden
Im Gleichgewicht soll die Reaktion zum Stillstand gekommen sein.
Das Gleichgewicht ist dynamisch: Beide Reaktionen laufen weiter, nur gleich schnell.
Es wird angenommen, dass im Gleichgewicht gleich viel Edukt wie Produkt vorliegt.
Gleich sind die Geschwindigkeiten, nicht die Konzentrationen.
Hinweis zur Klassenstufe
Dieses Thema steht in vielen Bundesländern in Klasse 11 auf dem Lehrplan. Je nach Land und Schulform kann es früher oder später kommen.