Das Prinzip von Le Chatelier
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„Wird auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, ein äußerer Zwang ausgeübt, stellt sich ein verändertes Gleichgewichts so ein, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird.“
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Im Zusammenhang mit dem Prinzip von Le Chatelier wird oft davon gesprochen, dass sich „das Gleichgewicht auf die Produktseite oder die Eduktseite verschiebt“. Das klingt komisch.
Gemeint ist eigentlich, dass nach der Störung des ursprünglichen Gleichgewichts die Reaktionsrate entweder zur vermehrten Bildung von Produkten oder Edukten kurzfristig überwiegt.
Wenn von einer „Verschiebung des Gleichgewichts zur Produktseite“ die Rede ist, ist präziser gemeint: Nach der Störung überwiegt vorüber gehend die Hinreaktion, bis sich ein neues Gleichgewicht eingestellt hat, bei dem die Konzentration der Produkte größer ist als im vorherigen Gleichgewicht.
Aufgaben
- Betrachten Sie das Video und erklären Sie die prinzipielle Aussage, die in dem dem Prinzip von Le Chatelier zum Ausdruck kommt, unter Verwendung der Begriffe Störung und Neueinstellung des Gleichgewichts.
Genau hingeschaut
- Kopieren Sie die anhängende tabellarische Übersicht und vervollständigen Sie diese mit Hilfe von M3.
tabellerarische Übersicht
Gleichgewichtskonstanten im Überblick
Die Konzentrations-Gleichgewichtskonstante Kc
Stellen wir uns eine beliebige Gleichgewichtsreaktion vor:
KC beschreibt nun das Gleichgewicht über die Stoffmengenkonzentrationen der beteiligten Stoffe in mol/L.
Produkte stehen im Zähler, Edukte im Nenner – jeweils mit dem stöchiometrischen Koeffizienten als Exponent. Reine Feststoffe und Lösungsmittel tauchen nicht auf, weil ihre Konzentration konstant bleibt.
In der Schule nutze wir aber fast ausschließlich KC. KP ist also nur für Menschen relevant, die sich darüber hinaus dafür interessieren
Kp – die Druck-Gleichgewichtskonstante
KC geht immer. KP ist eine praktische Alternative, wenn alle Stoffe gasförmig sind. Beide beschreiben dasselbe Gleichgewicht – sie sind nur verschiedene Sprachen für dieselbe Aussage.
KP beschreibt dasselbe Gleichgewicht über die Partialdrücke der gasförmigen Stoffe in Pa oder bar.
Der Zusammenhang zwischen Kc und Kp
Weil Konzentration und Druck bei Gasen über das ideale Gasgesetz verknüpft sind gilt allgemein
Weil Konzentration und Druck bei Gasen über das ideale Gasgesetz verknüpft sind gilt allgemein
Die Gasmolzahldifferenz berechnet sich als:
Ist Δn=0\Delta n = 0 , vereinfacht sich der Zusammenhang zu:
Das Prinzip im Überblick: Konzentration, Druck und Temperatur
Drei Arten von äußerem Zwang – drei unterschiedliche Wirkungen
Wir haben drei Faktoren kennengelernt, die ein Gleichgewicht stören können. Sie wirken jedoch grundlegend unterschiedlich – und das zeigt sich besonders darin, was mit der Gleichgewichtskonstante K passiert.
Konzentration
Erhöht oder erniedrigt man die Konzentration eines beteiligten Stoffs, weicht der Massenwirkungsquotient Q vorübergehend von K ab. Die Reaktion läuft verstärkt in die Richtung, die Q wieder an K angleicht – bis sich ein neues Gleichgewicht mit veränderten Konzentrationen eingestellt hat.
Analogie zur Konzentrationsänderung1
Druck
„Druck erhöhen“ kann in zwei sehr verschiedenen Systemtypen auftreten, die sich unterscheiden.
Zweiphasensystem: Gas über einer Flüssigkeit
Erhöht man den Partialdruck eines Gases zum Beispiel durch Einpressen von CO2 in der Gasphase über dem Wasser, so steigt die Konzentration des gelösten CO2 in der wässrigen Phase an, bis sich ein neues Gleichgewicht eingestellt hat. Verringert man den Druck, gilt das Umgekehrte2
Konzeptuell handelt es sich bei der Druckveränderung in einem Zweiphasensystem eigentlich um eine Konzentrationsveränderung in der Gasphase.
Analogie zur Druckänderung 2 Phasen1
Einphasiges System: alle Reaktionspartner sind gasförmig
Anders verhält es sich, wenn alle Reaktionspartner gasförmig sind. Eine Druckveränderung durch Volumenänderung des Behälters beeinflusst die Gleichgewichtslage dann, wenn auf Edukt- und Produktseite unterschiedlich viele Gasmoleküle beteiligt sind. Als eindrucksvolles Beispiel – auch weil es sichtbar ist – dient das Stickstoffdioxid-Gleichgewicht:
NO2 ist rotbraun, N2O4 ist nahezu farblos. Das Gleichgewicht lässt sich daher direkt beobachten: Eine Druckerhöhung (Volumenverkleinerung) erhöht die Konzentration aller Gase gleichzeitig. Das Gemisch wird zunächst dunkler. Das System stellt sich dann neu ein und die Gasmischung hellt sich wieder auf.
Modell zur Druckänderung in 1 Phase1
Temperatur
Die Temperatur ist der einzige Faktor, der K selbst verändert. Das ist der entscheidende Unterschied zu Konzentration und Druck.
Analogie zur Temperaturveränderung1
Bei einer Temperaturerhöhung wird stets die endotherme Reaktionsrichtung begünstigt, bei einer Temperaturerniedrigung die exotherme. Das neu eingestellte Gleichgewicht besitzt einen anderen K-Wert als das ursprüngliche.
Ob eine Reaktionsrichtung endo- oder exotherm ist, lässt sich an der Reaktionsenthalpie ΔH ablesen:
- ΔH < 0: die Hinreaktion ist exotherm (gibt Energie ab)
- ΔH > 0: die Hinreaktion ist endotherm (nimmt Energie auf)
Die Lösung von CO2 in Wasser ist zum Beispiel exotherm.
Eine Temperaturerhöhung begünstigt die Rückreaktion – CO2 verlässt die Lösung.
Merke: Eine Tabelle mit K-Werten ist deshalb immer mit einer Temperaturangabe verbunden. Der K-Wert einer Reaktion bei 25 °C ist ein anderer als bei 50 °C.
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Haben Katalysatoren eigentlich einen Einfluss auf die Gleichgewichtslage?
Nein. Sie beschleunigen Hin- und Rückreaktion gleichermaßen. Bei Zugabe eines Katalysator stellt sich also kein neues Gleichgewicht ein, sondern das Gleichgewicht stelle sich einfach schneller ein!