Beeinflussung des Gleichgewichts nach Le Chatelier
Wie Konzentrations-, Druck- und Temperaturänderungen die Lage eines chemischen Gleichgewichts verschieben und wie man die Richtung aus der Reaktionsgleichung abliest.
Das Wichtigste in Kürze
- Das Prinzip von Le Chatelier (Prinzip des kleinsten Zwangs) besagt: Ein Gleichgewicht weicht einem äußeren Zwang so aus, dass der Zwang verringert wird.
- Konzentrations- und Druckänderungen verschieben nur die Lage, \(K\) bleibt konstant. Nur die Temperatur ändert \(K\).
- Bei \(\ce{A + B <=> C}\) führt Zusatz von A zu Abnahme von B und Zunahme von C. Entfernen eines Produkts verschiebt ebenfalls zur Produktseite.
- Druckerhöhung verschiebt Gasgleichgewichte zur Seite mit der kleineren Gasteilchenzahl, gezählt werden nur die Koeffizienten der Gase.
- Erwärmen verschiebt exotherme Gleichgewichte zu den Edukten, endotherme zu den Produkten.
- Die exotherme Ammoniaksynthese (4 → 2 Gasteilchen) wird durch hohen Druck und tiefe Temperatur zugunsten von \(\ce{NH3}\) verschoben.
Worum es geht
Ein Gleichgewicht reagiert auf Störungen von außen immer so, dass es die Störung teilweise ausgleicht. Mit dieser einen Regel lässt sich vorhersagen, wie man die Ausbeute einer Synthese steigert, etwa bei Estern oder bei Ammoniak. Sie erklärt auch, warum eine Base ein Protolysegleichgewicht weiterlaufen lässt.
Prinzip des kleinsten Zwangs
Ein System im dynamischen Gleichgewicht bleibt nur so lange unverändert, wie die äußeren Bedingungen gleich bleiben. Ändert man Konzentration, Druck oder Temperatur, läuft die Reaktion netto in eine Richtung, bis ein neues Gleichgewicht erreicht ist.
Übt man auf ein System im Gleichgewicht einen äußeren Zwang aus, verschiebt sich die Gleichgewichtslage so, dass der Zwang verringert wird. Man nennt das auch Prinzip des kleinsten Zwangs.
Das System weicht dem Zwang also aus, hebt ihn aber nie ganz auf. Man kann es sich wie eine Feder vorstellen: Drückt man sie zusammen, drückt sie zurück, bleibt aber kürzer als vorher.
Wichtig ist die Unterscheidung zwischen Lage und Gleichgewichtskonstante \(K\). Konzentrations- und Druckänderungen verschieben nur die Lage, \(K\) bleibt dabei konstant. Die Konzentrationen ordnen sich neu, bis der Quotient aus dem Massenwirkungsgesetz wieder \(K\) ergibt. Nur eine Temperaturänderung verändert \(K\) selbst.
Konzentrationsänderung
Die Konzentration jedes Reaktionspartners beeinflusst die Gleichgewichtslage, auch die der Edukte. Nimm das allgemeine Gleichgewicht
\[\ce{A + B <=> C}\]
Erhöht man \(c(\mathrm{A})\), ist der Quotient \(\frac{c(\mathrm{C})}{c(\mathrm{A})\cdot c(\mathrm{B})}\) zunächst kleiner als \(K\). Die Hinreaktion überwiegt, bis \(K\) wieder erreicht ist. Dabei wird B verbraucht und C gebildet.
- \(c(\mathrm{A})\): springt hoch, sinkt dann teilweise, bleibt aber erhöht
- \(c(\mathrm{B})\): nimmt ab, der Umsatz von B steigt
- \(c(\mathrm{C})\): nimmt zu
Denselben Effekt hat das Entfernen eines Produkts. Fehlt ein Produkt, bildet das System es nach und damit auch alle anderen Produkte. Bei der Bildung von Schwefeltrioxid
\[\ce{2 SO2 + O2 <=> 2 SO3}\]
verschieben sowohl das Abziehen von \(\ce{SO3}\) als auch ein höherer \(\ce{O2}\)-Partialdruck das Gleichgewicht zum Produkt.
Das gilt genauso für Protolysegleichgewichte. Bei \(\ce{HA + H2O <=> H3O+ + A-}\) fängt eine zugesetzte Base die \(\ce{H3O+}\)-Ionen ab. Das Gleichgewicht verschiebt sich zur Produktseite, die Säure protolysiert weiter.
Esterhydrolyse als Beispiel
Die Hydrolyse eines Methylesters ist ein typisches Gleichgewicht mit mäßiger Ausbeute. Den Mechanismus findest du bei Esterhydrolyse und Veresterung, hier zählt nur die Lage:
\[\ce{R-COOCH3 + H2O <=> R-COOH + CH3OH}\]
Wer viel Carbonsäure möchte, setzt Wasser im Überschuss ein oder entfernt laufend Methanol oder die Carbonsäure. Beides zwingt das System nach rechts. Setzt man dagegen Methanol zu, wird ein Produkt erhöht. Das System weicht nach links aus, die Ausbeute an Carbonsäure sinkt. Für die umgekehrte Reaktion, die Veresterung, nutzt man genau diesen Effekt mit einem Alkoholüberschuss.
Druckänderung
Druck wirkt nur auf Gase merklich. Bei Gleichgewichten mit gasförmigen Teilnehmern kann er die Lage aber stark beeinflussen. Erhöht man den Druck, weicht das System zur Seite mit der geringeren Gasteilchenzahl aus, denn weniger Teilchen erzeugen weniger Druck. Druckerniedrigung begünstigt entsprechend die teilchenreichere Seite.
Beim Gemisch aus \(\ce{N2O4}\) und \(\ce{NO2}\) sieht man das sogar: Komprimiert man es, entstehen aus je zwei \(\ce{NO2}\) ein \(\ce{N2O4}\).
Die Richtung liest man aus der Reaktionsgleichung ab:
- Gase markieren: Nur gasförmige Teilnehmer zählen, Flüssigkeiten und Feststoffe nicht.
- Bilanz bilden: Die stöchiometrischen Koeffizienten der Gase je Seite addieren.
- Richtung bestimmen: Druckerhöhung verschiebt zur Seite mit der kleineren Summe. Bei gleicher Summe hat Druck keinen Einfluss.
| Reaktion | Gasbilanz links → rechts | Druckerhöhung verschiebt zu |
|---|---|---|
| \(\ce{2 SO2 + O2 <=> 2 SO3}\) | 3 → 2 | Produkt |
| \(\ce{CH4 + 2 H2S <=> CS2 + 4 H2}\) | 3 → 5 | Edukten |
| \(\ce{2 H2O2 <=> 2 H2O + O2}\) | Gas entsteht (\(\ce{O2}\)) | Edukt |
| \(\ce{N2O4 <=> 2 NO2}\) | 1 → 2 | \(\ce{N2O4}\) |
Diese Stoffmengenbilanz der Gase wird im Examen gerne gefragt: Zähle stets nur die Gase und achte auf die Koeffizienten, nicht auf die Zahl verschiedener Stoffe. Bei der Methan-Schwefelwasserstoff-Reaktion stehen links zwei Stoffe, aber drei Gasteilchen.
Temperaturänderung
Für die Temperatur hilft ein einfacher Trick. Man behandelt die Reaktionswärme wie einen Reaktionspartner. Bei einer exothermen Reaktion (\(\Delta H < 0\)) steht Wärme auf der Produktseite, bei einer endothermen (\(\Delta H > 0\)) auf der Eduktseite.
Wärmezufuhr wirkt wie Zusatz des Stoffes „Wärme“. Exotherme Gleichgewichte weichen beim Erwärmen zu den Edukten aus, endotherme zu den Produkten.
Anders als Druck und Konzentration ändert die Temperatur dabei auch \(K\). Bei exothermen Reaktionen sinkt \(K\) mit steigender Temperatur, bei endothermen steigt es. Die Oxidation von \(\ce{SO2}\) zu \(\ce{SO3}\) ist exotherm (\(\Delta H \approx -198\) kJ/mol für die oben gezeigte Gleichung). Erwärmen verschiebt sie deshalb zugunsten der Edukte.
Auch die Zersetzung von \(\ce{H2O2}\) ist exotherm. Eine Temperaturerhöhung verschiebt ihr Gleichgewicht daher nicht zur Produktseite.
Warmes \(\ce{H2O2}\) zersetzt sich schneller. Das ist Kinetik: Die Temperatur beschleunigt die Einstellung des Gleichgewichts, über seine Lage sagt das nichts.
Meist muss man Druck und Temperatur gemeinsam beurteilen. Dazu prüft man Gasbilanz und Vorzeichen von \(\Delta H\) getrennt. Ein eigenes Beispiel ist die Dampfreformierung von Methan:
\[\ce{CH4(g) + H2O(g) <=> CO(g) + 3 H2(g)} \qquad \Delta H = +206\ \mathrm{kJ/mol}\]
Die Gasbilanz steigt von 2 auf 4. Druckerhöhung verschiebt daher zu den Edukten. Die Reaktion ist endotherm, Erwärmen begünstigt also die Produkte. Hohe Ausbeute bringen hier hohe Temperatur und niedriger Druck. Nach demselben Muster beurteilt man jede Reaktion, bei der Gas entsteht.
Ammoniaksynthese
Die Ammoniaksynthese vereint beide Einflüsse in einer Gleichung:
\[\ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)} \qquad \Delta H = -92\ \mathrm{kJ/mol}\]
Aus vier Gasteilchen entstehen zwei. Die Reaktion verläuft also unter Volumenabnahme. Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht deshalb nach rechts zum \(\ce{NH3}\). Beim Haber-Bosch-Verfahren steigt so die Ammoniakausbeute.
Die Bildung ist zugleich exotherm. Temperaturerniedrigung begünstigt daher \(\ce{NH3}\), Temperaturerhöhung verschiebt das Gleichgewicht nach links zu den Edukten. Die Kurvenschar zeigt beides: Mit steigendem Druck wächst der Ammoniakanteil, und die Kurven höherer Temperatur liegen tiefer.
Besonders prüfungsrelevant: Hoher Druck begünstigt \(\ce{NH3}\), weil die Gasteilchenzahl von 4 auf 2 sinkt, tiefe Temperatur, weil die Reaktion exotherm ist. Achte darauf, beide Begründungen getrennt zu nennen.
Warum die Technik trotzdem bei erhöhter Temperatur arbeitet, ist eine Frage der Geschwindigkeit. Das gehört zur technischen Ammoniakherstellung. Ein Katalysator beschleunigt nur die Einstellung und verschiebt die Lage nicht, mehr dazu unter Wirkungsweise von Katalysatoren.
Quiz
Aussage 1
Die Ammoniaksynthese aus \(\ce{N2}\) und \(\ce{H2}\) wird durch hohen Druck und niedrige Temperatur zugunsten von \(\ce{NH3}\) verschoben.
Die Gasteilchenzahl sinkt von 4 auf 2, daher hilft hoher Druck. Die Reaktion ist exotherm, daher hilft tiefe Temperatur.
Aussage 2
Komprimiert man ein Gemisch aus \(\ce{N2O4}\) und \(\ce{NO2}\), nimmt der Anteil an \(\ce{NO2}\) zu.
Aus einem \(\ce{N2O4}\) entstehen zwei \(\ce{NO2}\). Druckerhöhung begünstigt die teilchenärmere Seite, also \(\ce{N2O4}\).
Aussage 3
Für \(\ce{CH4 + 2 H2S <=> CS2 + 4 H2}\) bewirkt eine Druckerhöhung eine Verschiebung zu den Edukten.
Links stehen drei, rechts fünf Gasteilchen. Druckerhöhung begünstigt die teilchenärmere Eduktseite.
Aussage 4
Bei einer endothermen Reaktion verschiebt eine Temperaturerhöhung das Gleichgewicht zur Produktseite.
Bei endothermen Reaktionen steht die Wärme auf der Eduktseite. Wärmezufuhr wirkt wie Eduktzusatz.
Aussage 5
Bei der exothermen Oxidation von \(\ce{SO2}\) zu \(\ce{SO3}\) erhöht Erwärmen den Gleichgewichtsanteil an \(\ce{SO3}\).
Wärme steht bei exothermen Reaktionen auf der Produktseite. Erwärmen verschiebt das Gleichgewicht zu den Edukten \(\ce{SO2}\) und \(\ce{O2}\).
Aussage 6
Gibt man zum Gleichgewicht \(\ce{A + B <=> C}\) weiteres A hinzu, steigt im neuen Gleichgewicht auch die Konzentration von B.
B wird bei der verstärkten Hinreaktion verbraucht, seine Konzentration sinkt. C nimmt zu, A bleibt erhöht.
Aussage 7
Eine Konzentrationsänderung verschiebt die Gleichgewichtslage, ohne den Wert der Gleichgewichtskonstanten \(K\) zu verändern.
Die Konzentrationen ordnen sich neu, bis der Quotient wieder \(K\) ergibt. Nur eine Temperaturänderung verändert \(K\).
Aussage 8
Bei der Hydrolyse eines Methylesters erhöht zugesetztes Methanol die Ausbeute an Carbonsäure.
Methanol ist ein Produkt. Sein Zusatz verschiebt das Gleichgewicht zum Ester und verringert die Carbonsäureausbeute. Wasserüberschuss oder Entfernen von Methanol erhöhen sie.
Fehler entdeckt oder eine Idee? Wir verbessern die Inhalte laufend. Melde es uns gerne über dieses Formular ❤️
Teile der Inhalte wurden mithilfe von KI-Systemen erstellt und werden fortlaufend redaktionell geprüft. Trotz Sorgfalt können Fehler enthalten sein. Wichtige Informationen bitte anhand offizieller Quellen prüfen. Relaxed ins Stex ist ein unabhängiges Angebot und steht in keiner Kooperation mit dem IMPP. Das Angebot ist weder vom IMPP autorisiert noch mit diesem verbunden.