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Prinzip des kleinsten Zwanges

Hast Du im Zusammenhang mit chemischen Gleichgewichten schon von dem Prinzip des kleinsten Zwanges gehört und Dich gefragt, was es mit diesem Zwang auf sich hat? Was diese Theorie – auch als das Prinzip von Le Chatelier bekannt – mit der Beeinflussung von genau diesen Gleichgewichtsreaktionen zu tun hat und welche Faktoren dabei eine Rolle spielen, erfährst Du in diesem StudySmarter Original. 

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Hast Du im Zusammenhang mit chemischen Gleichgewichten schon von dem Prinzip des kleinsten Zwanges gehört und Dich gefragt, was es mit diesem Zwang auf sich hat? Was diese Theorie – auch als das Prinzip von Le Chatelier bekannt – mit der Beeinflussung von genau diesen Gleichgewichtsreaktionen zu tun hat und welche Faktoren dabei eine Rolle spielen, erfährst Du in diesem StudySmarter Original.

Prinzip des kleinsten Zwanges – Einfach erklärt

Wenn eine Reaktion in beide Richtungen ablaufen kann, ist sie reversibel. Einerseits entstehen aus den Ausgangsstoffen (Edukte) die Endstoffe (Produkte). Genau so können die Produkte auch zu den Edukten reagieren. Laufen sowohl die Hin- als auch die Rückreaktion mit der gleichen Geschwindigkeit ab, dann befindet sich das System im Gleichgewicht.

Diese Gleichgewichte können mithilfe des Massenwirkungsgesetzes mathematisch beschrieben werden. Hieraus erhältst Du die sogenannte Gleichgewichtskonstante K.

Prinzip des kleinsten Zwanges – Definition

Kurz gesagt lässt sich das Prinzip des kleinsten Zwanges (oder auch das Prinzip von Le Chatelier) so erklären: Wirkt auf ein chemisches System im Gleichgewicht ein äußerer Zwang, so stellt sich ein neues Gleichgewicht ein, sodass die Wirkung dieses Zwanges immer kleiner wird. Mit dem Zwang sind hier beispielsweise Druck- oder Temperaturänderungen gemeint.

Das Prinzip des kleinsten Zwanges wurde von den Wissenschaftlern Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun zwischen 1884 und 1888 entwickelt und formuliert.

Prinzip des kleinsten Zwanges – Faktoren

Wichtige Größen, die die Lage eines chemischen Gleichgewichts beeinflussen, sind die Konzentration der beteiligten Reaktionspartner, die Temperatur und der Druck, die auf das System wirken. Im ersten Fall ist der Zwang also der Stoffaustausch des Reaktionssystems mit seiner Umgebung. In den anderen Fällen werden die sogenannten Zustandsgrößen eines Systems, also die Temperatur und der Druck, verändert.

Prinzip des kleinsten Zwanges – Konzentration

Wird die Konzentration eines der Edukte erhöht, so können mehr Ausgangsstoffe miteinander reagieren. Die Hinreaktion wird also gefördert. Chemiker*innen sagen, die Lage des Gleichgewichts verschiebt sich auf die Produktseite, da jetzt mehr Produkt gebildet werden kann. Der gleiche Effekt kann erzielt werden, wenn ständig das Produkt entnommen wird. Auf diesem Weg wird die Konzentration des Endstoffs künstlich niedrig gehalten, sodass konstant Produkt nachgeliefert wird.

Das Ganze kannst Du Dir hier an der Reaktion von Schwefeldioxid (\(SO_2\)) mit molekularem Sauerstoff (\(O_2\)) zu Schwefeltrioxid (\(SO_3\)) anschauen.

SO2+12O2SO3SO_{2} + \frac{1}{2}\,O_{2} \rightleftharpoons SO_{3}

Wendest Du hierauf das Massenwirkungsgesetz (MWG) an, erhältst Du:

Kc=cSO3cSO2·cO212K_c=\frac{c_{SO_3}}{c_{SO_2} \cdot c_{O_2}^\frac{1}{2}}

Das kannst Du auch noch umformen:

Kc·cO212=cSO3cSO2K_c \cdot c_{O_2}^\frac{1}{2}=\frac{c_{SO_3}}{c_{SO_2}}

Wie Du hier erkennst, muss das Konzentrationsverhältnis \(\frac{c_{SO_3}}{c_{SO_2}}\) zunehmen, wenn eine erhöhte Konzentration an Sauerstoff vorliegt. Die Bildung des Produkts Schwefeltrioxid wird also durch Zunahme der Konzentration eines der Edukte gefördert.

Prinzip des kleinsten Zwanges – Temperatur

Wird die Temperatur des Systems erhöht, versucht das System auch diesem Zwang zu entweichen. Du kannst Dir die zusätzliche Wärme als eine Art weiterer Reaktionspartner vorstellen. Dieser muss verbraucht werden, um das vorherige Gleichgewicht wieder herzustellen.

Die Lage des chemischen Gleichgewichts verschiebt sich dabei in die Richtung, in der Energie verbraucht wird. Allgemein kann gesagt werden, dass eine Temperaturerhöhung bei exothermen Reaktionen die Rückreaktion fördert, während sie bei endothermen Reaktionen die Hinreaktion fördert.

Bei exothermen Reaktionen mit ΔH° < 0 wird bei der Hinreaktion Energie frei. Endotherme Reaktionen mit ΔH° > 0 verbrauchen hingegen bei der Hinreaktion Energie.

Schau Dir die folgenden Reaktionen an, um den Einfluss von Temperaturänderungen besser zu verstehen:

3H2+N22\spaceNH3 ΔH°=-92\spacekJmol3\:H_{2} + N_{2} \rightleftharpoons 2\space NH_{3} \qquad ΔH° = - 92 \space \frac{kJ}{mol}

C(s)+CO22\spaceCO ΔH°=+173\spacekJmolC_{(s)} + CO_{2} \rightleftharpoons 2\space CO \qquad ΔH° = + 173\space \frac{kJ}{mol}

In der oberen Reaktion wird Energie verbraucht, wenn Ammoniak \((NH_3)\) wieder in seine Bestandteile Wasserstoff (\(H_2\)) und Stickstoff (\(N_2\)) zerfällt. Es muss also die endotherme Reaktion vermehrt ablaufen, um das Gleichgewicht wieder einzustellen.

In der unteren Reaktion ist die endotherme Reaktion die Hinreaktion. Sie muss also bei einer Temperaturerhöhung vermehrt ablaufen, um das chemische Gleichgewicht wieder herzustellen. So bildet sich vermehrt Kohlenstoffmonoxid (\(CO\)).

Prinzip des kleinsten Zwanges – Druckänderung

Da die beiden oben genannten Reaktionen Gase verbrauchen und auch neue Gase bilden, können diese chemischen Gleichgewichte auch durch Ausüben von Druck beeinflusst werden. So wird der Raum, den die Gasteilchen untereinander teilen, durch eine Druckerhöhung verengt. Das chemische Gleichgewicht verschiebt sich dann auf die Seite, auf der weniger Gasteilchen entstehen. So wird die Gesamtanzahl an Teilchen verringert und diese benötigen weniger Platz.

Bei Gasreaktionen ist das Prinzip von Le Chatelier auch nur dann anwendbar, wenn eine Stoffmengenänderung vorliegt. Ist die Anzahl an Teilchen auf beiden Seiten gleich, bewirkt eine Änderung des Drucks auch keine Verschiebung der Gleichgewichtslage.

Für die Ammoniak-Reaktion bedeutet das also, dass sich das Gleichgewicht bei einer Druckerhöhung in Richtung des Produkts verschieben würde, da dort weniger Teilchen entstehen. Umgekehrt würde sich das Gleichgewicht der zweiten Reaktion zugunsten der Edukte verschieben, da aus zwei Mol \(CO\) nur ein Mol \(CO_2\) wird.

Prinzip des kleinsten Zwanges Beispiel – Haber-Bosch- Verfahren

Ein Beispiel aus der Industrie, das sich das Prinzip des kleinsten Zwanges zunutze macht, ist das Haber Bosch Verfahren. Hier werden alle Faktoren perfekt aufeinander abgestimmt, um eine maximale Ausbeute des gewünschten Ammoniaks zu bekommen. Das Problem besteht nur darin, dass die verschiedenen Einflüsse teilweise entgegengesetzt auf die Reaktion wirken.

Zuallererst muss erwähnt sein, dass die Reaktion von Wasserstoff und Stickstoff zu Ammoniak eine relativ hohe Aktivierungsenergie benötigt. Allerdings kommt es durch Temperaturerhöhung auch zu einer verstärkten Rückreaktion, in der das Produkt wieder zerfällt. Andererseits kann die Ausbeute an Reaktionsprodukt in dem Fall von Ammoniak durch eine Druckerhöhung gesteigert werden.

Wenn zwei Stoffe nicht freiwillig miteinander reagieren, benötigt es einer gewissen Menge Energie, um die Reaktion in Gang zu setzen. Diese Energie wird daher auch Aktivierungsenergie genannt. Diese kann durch einen sogenannten Katalysator verringert werden.

Das Ziel des Verfahrens lag darin, die bestmögliche Kombination aus Druck und Temperatur zu finden, bei der die größtmögliche Ausbeute an Ammoniak gewonnen wird. Es stellte sich heraus, dass das bei einem Druck von etwa 300 bar und einer Temperatur von etwa 550 °C erreicht war. Zusätzlich kann dann die Hinreaktion durch ständige Entnahme des Produkts gefördert werden.

Prinzip des kleinsten Zwanges – Das Wichtigste

  • Prinzip des kleinsten Zwanges Faktoren: Faktoren, die ein chemisches Gleichgewicht beeinflussen, sind die Konzentrationen der Reaktionspartner, die Temperatur und der Druck, bei der eine Reaktion abläuft.
  • Prinzip des kleinsten Zwanges Konzentration: Die Hinreaktion kann durch Erhöhung mindestens einer der Eduktkonzentrationen oder durch ständige Entnahme des Produkts gefördert werden. So kann die Ausbeute eines gewünschten Produkts erhöht werden.
  • Prinzip des kleinsten Zwanges Temperatur: Eine Temperaturerhöhung fördert bei exothermen Reaktionen die Rückreaktion. Für endotherme Reaktionen wird dementsprechend die Hinreaktion gefödert.
  • Prinzip des kleinsten Zwanges Druck: Bei einer Druckerhöhung verschiebt sich ein chemisches Gleichgewicht auf die Seite, auf der weniger Gasteilchen entstehen.

Nachweise

  1. Riedel, Janiak (2015). Anorganische Chemie. De Gruyter
  2. Henry Le Chatelier (1884). Sur un énoncé générale des lois des équlibres chimiques. Compte rendus de l'Académie des sciences, Paris
  3. unf.edu: Chapter 15 Chemical equilibrium. (19.10.22)

Häufig gestellte Fragen zum Thema Prinzip des kleinsten Zwanges

Durch erhöhten Druck wird das Gesamtvolumen verringert. Um diesem äußeren Einfluss entgegenzuwirken, passt sich das chemische Gleichgewicht so an, dass die Anzahl an Gasteilchen verringert wird. Da bei der Ammoniaksynthese aus 4 mol Gasteilchen zwei mol Ammoniak gebildet werden, begünstigt eine Erhöhung des Drucks auch die Hinreaktion. Deshalb wird dann mehr Ammoniak gebildet. 

Endotherme Reaktionen laufen bei erhöhter Temperatur vermehrt ab, da sie die zugeführte Wärme verbrauchen. 

Bei erhöhtem Druck läuft die Reaktion vermehrt ab, bei der weniger Gasteilchen gebildet werden. Der Grund hierfür liegt darin, dass bei Druckerhöhung das Volumen verringert wird, auf dem sich die Gasteilchen aufhalten. Weil weniger Teilchen auch einen kleineren Raum einnehmen, verringert das den gesamten Druck, der auf das System wirkt. 

Gemäß dem Prinzip des kleinsten Zwanges reagieren chemische Gleichgewichte so auf einen äußeren Einfluss, dass die Wirkung dieses Zwanges verringert wird. 

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Welche Merksätze solltest Du im Zusammenhang mit einer Änderung der Stoffmengenkonzentration im Sinne des Prinzips des kleinsten Zwanges kennen?

Welche Merksätze solltest Du im Zusammenhang mit einer Änderung des Drucks im Sinne des Prinzips des kleinsten Zwanges kennen?

Welche Merksätze sind im Zusammenhang mit einer Änderung der Temperatur im Sinne des Prinzips des kleinsten Zwanges korrekt?

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Wie wird das Prinzip des kleinsten Zwanges noch genannt und weshalb?

Eine andere Bezeichnung für das Prinzip des kleinsten Zwanges ist das Prinzip von Le Chatelier. Das geht auf die Entdecker dieses Prinzips zurück. Ihre Namen lauteten Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun. Sie formulierten das Prinzip des kleinsten Zwanges zwischen 1884 und 1888. 

Wieso gehört das Prinzip des kleinsten Zwanges zu den wichtigen Kenntnissen, wenn es um chemische Gleichgewichtsreaktionen geht?

Das Prinzip des kleinsten Zwanges zu kennen ist deshalb wichtig, weil Du durch diese Kenntnisse verstehen kannst, wie Du eine chemische Reaktion durch äußere Einflüsse so beeinflussen kannst, dass die Ausbeute eines gewünschten Produkts maximiert werden kann.

Was besagt das Prinzip des kleinsten Zwanges?

Das Prinzip des kleinsten Zwanges 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."

Was kannst Du Dir grob gesagt unter "Zwängen" vorstellen?

Zwänge nach dem Prinzip des kleinsten Zwanges sind Änderungen der äußeren Bedingungen, bei der eine Reaktion abläuft. Das können Änderungen der Temperatur oder des Drucks den, die auf ein System herrschen oder auch die Änderung von Stoffmengenkonzentrationen der beteiligten Stoffe. 

Was gilt es im Sinne des Prinzips des kleinsten Zwanges bei allen Konzentrationen im chemischen Gleichgewicht zu beachten?

Es gilt im Sinne des Prinzips des kleinsten Zwanges bei allen Konzentrationen im chemischen Gleichgewicht zu beachten, dass deren Verhältnis nach Massenwirkungsgesetz, für eine konstante Temperatur, konstant sind. 


Wie wirkt eine Erhöhung der Konzentration der Edukte bei der Ammoniak-Synthese auf das Gleichgewicht?

Nach dem Prinzip des kleinsten Zwanges muss bei erhöhter Konzentration der Ausgangsstoffe die Hinreaktion vermehrt ablaufen, damit das Gleichgewicht wieder hergestellt wird. So wird vermehrt Produkt gebildet, bis die Gleichgewichtskonstante wieder ihren typischen Wert erreicht. 

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