Warum wird das Prinzip von Le Chatelier auch ‚das Prinzip des kleinsten Zwanges‘ genannt? Was es besagt und bedeutet, erfährst du hier!
Das ‚Prinzip des kleinsten Zwanges‚ oder auch ‚Prinzip von Le Chatelier‚ wurde gegen Ende des 19. Jahrhunderts von Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun formuliert:
„Wird auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, ein äußerer Zwang ausgeübt, verschiebt sich die Lage des Gleichgewichts so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird.“
Äußere Zwänge, die du ausüben kannst, sind unter anderem der Druck, die Temperatur und die Stoffmengenkonzentration der Ausgangstoffe und der Produkte. Am Beispiel eines Behälters mit Stickstoff-Gas (N2) und Wasserstoff-Gas (H2), kannst du das Prinzip von Le Chatelier gut sehen.
Erhöhst du jetzt den Druck auf die Gase im Behälter passiert folgendes: das Stickstoff-Gas und das Wasserstoff-Gas werden zusammengedrückt und haben weniger Platz. Sie reagieren dann bevorzugt zu Ammoniak (NH3), da das weniger Platz im Gefäß einnimmt. Die Gasteilchen beugen sich also dem Zwang (=Druck), indem sich das Gleichgewicht in Richtung der Produkte verschiebt.
Wenn du auf ein Gleichgewichtssystem eine Druckänderung, also einen Zwang, ausübst, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht der Reaktion nach dem Prinzip von Chatelier. Es werden dann je nach Änderung entweder bevorzugt die Ausgangsstoffe (Edukte) oder die Produkte gebildet:
Den Einfluss der Druckänderung beim Prinzip von Le Chatelier kannst du am Beispiel von Stickstoff (N2) und Wasserstoff (H2) in einem geschlossenen System , also einem undurchlässigen Behälter, erkennen. Vier Gasmoleküle — genauer gesagt ein Molekül Stickstoff und drei Moleküle Wasserstoff — können dabei miteinander zu zwei Molekülen Ammoniak (NH3) reagieren:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Durch eine Druckänderung kannst du das Gleichgewicht beeinflussen:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Das Prinzip von Le Chatelier lässt sich auch auf die Temperatur als Zwang anwenden, denn auch durch eine Änderung der Temperatur kannst du die Gleichgewichtslage in einem System maßgeblich beeinflussen:
Ein Beispiel für ein chemisches Gleichgewicht, welches durch Temperaturänderung beeinflusst werden kann, ist das Gasgemisch aus braunem Stickstoffdioxid (NO2) und farblosem Distickstofftetraoxid (N2O4). Bei Raumtemperatur verschiebt sich das Gleichgewicht der chemischen Reaktion dabei auf die Produktseite, da sie unter Wärmeabgabe, also exotherm, stattfindet:
NO2 (g) + NO2 (g) N2O4 (g) + Wärme
Durch die Temperaturerhöhung bzw. -erniedrigung passiert nach dem Prinzip vom kleinsten Zwang folgendes:
Durch eine Änderung der Konzentration der Stoffmengen lässt sich das Gleichgewicht einer chemischen Reaktion beeinflussen. Dabei kann sowohl die Stoffmengenkonzentration der Edukte als auch die der Produkte verändert werden:
Da sich die Gleichgewichtsreaktionen dem Zwang der geänderten Stoffmengenkonzentration beugen, handelt es sich auch hierbei um einen Beleg für das Prinzip des kleinsten Zwanges.
Schauen wir uns den Einfluss der Konzentrationsänderung beim Prinzip von Le Chatelier am Beispiel der chemischen Herstellung von Butter (Fett) an. Ihr Bestandteil Tributyrin wird durch Veresterung von Buttersäure (Fettsäure) mit Glycerol (Alkohol) gebildet:
Buttersäure + Glycerol Tributyrin + Wasser
Bei der Herstellung gibt es jedoch das Problem, dass nicht die gesamten Ausgangsstoffe reagieren. Um die Ausbeute an Produkt (Butter) zu erhöhen, gibt es zwei Möglichkeiten:
Dieser Einfluss ist auch auf andere Stoffe übertragbar, die mithilfe der Veresterung bzw. Hydrolyse hergestellt werden:
R–COOH + R‘–OH R–COO–R‘ + H2O
In der Industrie wird sich das Prinzip von Le Chatelier häufig zunutze gemacht, um die Produktausbeute von chemischen Reaktionen zu steigern. Dabei werden die drei Zwänge — also Druck, Temperatur und Konzentration — oft in Kombination auf chemische Gleichgewichtsreaktionen ausgeübt.
Ein bekanntes Beispiel für die Kombination von Temperatur-, Druck- und Konzentrationsänderungen ist das sogenannte Haber-Bosch-Verfahren, welches zur Herstellung von Ammoniak verwendet wird.
Das Haber-Bosch-Verfahren ist ein Verfahren, bei welchem große Mengen an Ammoniak (NH3) aus Stickstoff (N2) und Wasserstoff (H2) hergestellt werden. Die dazugehörige Reaktionsgleichung lautet:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Der Druck, die Temperatur und die Stoffmengenkonzentration werden bei dem Verfahren folgendermaßen beeinflusst:
Durch die Anpassung der Reaktionsbedingungen verschiebt sich das Reaktionsgleichgewicht auf die Produktseite:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Wenn du noch mehr über den Einfluss der drei Faktoren und auch den genauen Ablauf des Haber-Bosch-Verfahrens wissen musst, schau dir noch unser Video dazu an!
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