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Das „Prinzip von Le Chatelier“ oder das „Prinzip des kleinsten Zwanges“ wurde von Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun zwischen 1884 und 1888 formuliert. Es besagt:
„Wird auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, ein Zwang ausgeübt, verschiebt sich die Lage des Gleichgewichts so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird.“
Die Lage des Gleichgewichts kann sich auf folgende Art und Weise verschieben:
Unter „Zwängen“ kannst du dir Änderungen im Sinne von Stoffmengenkonzentration, Druck oder Temperatur vorstellen:
Der Einfluss von Änderungen der Stoffmengenkonzentration auf die Lage eines Gleichgewichts können wir uns gut an der Erhöhung der Konzentration von z.B. Essigsäure verdeutlichen.
Für uns ist es wichtig zu beachten, dass alle Konzentrationen im chemischen Gleichgewicht konstant sind. Denn es gilt die Gleichgewichtskonstante KC.
Erhöhen wir nun die Konzentration von Essigsäure, dann muss als Folge kurzzeitig mehr Estersynthese ablaufen. Dies geschieht aus dem Grund, da damit die Konzentrationen von Ester und Wasser steigen können. Damit ist die Reaktion wieder im Gleichgewicht. KC muss wieder den charakteristischen Zahlenwert aufweisen.
Den gleichen Effekt erzielst du, wenn du auf der Produktseite z.B. das Wasser entfernst. Damit setzt du dann erneut einen Prozess der Gleichgewichtsreaktion in Gang. Es läuft also kurzzeitig mehr Esterhydrolyse ab.
Im Folgenden siehst du eine Aufzählung, die dir diese Prozesse mit den entsprechenden Fachtermini verdeutlicht:
Erhöhst du die Konzentration von Edukten, dann werden verstärkt Produkte gebildet und umgekehrt.
Erniedrigst du die Konzentration eines Produkts, dann läuft auch verstärkt eine Hinreaktion ab.
Eine Beeinflussung der Gleichgewichtslage kommt zu Stande, wenn Gase an der Reaktion beteiligt sind. Eine Erhöhung des Drucks entspricht dabei der Erhöhung der Konzentration bei gelösten Stoffen.
Verdichtest du Stickstoffoxid, so hellt sich das Gasgemisch auf und es entsteht vermehrt Distickstofftetraoxid. Der Grund hierfür ist, dass durch die Verkleinerung des Gasraums die Konzentrationen beider Gase steigen. Da aber im Massenwirkungsgesetz die NO2-Konzentration im Quadrat eingeht: K=C(N204)C2(NO2) und K konstant ist, muss sich die Konzentration von N2O4 erhöhen.
Wichtig ist, dass du folgende Regeln beachtest:
Mit einer Änderung der Temperatur bewirkst du auch immer eine Änderung der Gleichgewichtskonstante KC, da diese immer nur für bestimmte Temperaturen definiert wird.
Wichtig ist, dass du folgende Regeln beachtest:
Eine starke Temperaturerniedrigung führt zu mehr N2O4 => das Gasgemisch wird heller.
Ein gutes Beispiel für den Einfluss der äußeren Bedingungen auf einen Produktionsprozess ist das Haber-Bosch-Verfahren (ähnlich dem Stickstoffdioxid-Distickstofftetraoxid-Gleichgewicht). Wie beschrieben, bewirkt die Druckerhöhung die Produktausbeute. Da aber die Reaktion eine hohe Aktivierungsenergie benötigt und die Reaktion exotherm ist, wird das Gleichgewicht durch die hohe Temperatur auf die Seite der Edukte, also zu den höheren Volumina, verschoben.
Bei der Prozessoptimierung muss also eine optimale Kombination aus Druck und Temperatur hergestellt werden. Beim Haber-Bosch-Verfahren wird diese Reaktion daher bei ca. 300 bar Druck und einer Temperatur von 550 °C durchgeführt. Zusätzlich wird die Ausbeute durch Entzug des Ammoniaks, also die Verringerung dessen Stoffmenge im Reaktionsgemisch, erhöht.
FERTIG! Zum einen weißt du jetzt, was das Prinzip des kleinsten Zwanges ist und zum anderen bist du nun in der Lage sowohl die unterschiedlichen „Zwänge“ zu identifizieren als auch ein Beispiel für deren Kombination anzugeben. Artikel zu diesem und vielen weiteren Themen, Übungsaufgaben und hilfreiche Literatur findest du auf StudySmarter.
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