Prinzip von Le Chatelier

Ein Gleichgewicht kann sich neu einstellen

Ein chemisches Gleichgewicht gehört zu bestimmten Bedingungen. Ändert man diese, können Hin- und Rückreaktion vorübergehend verschieden schnell ablaufen. Die Zusammensetzung verändert sich, bis wieder ein Gleichgewicht erreicht ist.

Das Prinzip von Le Chatelier beschreibt die Richtung qualitativ: Das System reagiert auf eine Störung so, dass deren Wirkung teilweise abgeschwächt wird. Häufig spricht man auch vom Prinzip des kleinsten Zwangs.

Das ist keine Absicht der Teilchen und keine vollständige Rückkehr zum alten Zustand. Eine zugegebene Stoffmenge wird nicht zwangsläufig restlos verbraucht. Für quantitative Werte braucht man das Massenwirkungsgesetz und die Stoffbilanzen.

Mehr Edukt oder weniger Produkt

Wird einer Gleichgewichtsmischung ein gelöstes oder gasförmiges Edukt zugegeben, kann dessen erhöhte Aktivität die Hinreaktion begünstigen. Entzieht man ein Produkt, kann zusätzliches Produkt nachgebildet werden. Dabei müssen die übrigen Bedingungen klar angegeben sein.

Bei der Ammoniaksynthese N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ vergrößert eine H₂-Zugabe bei konstantem Volumen und gleicher Temperatur den Nenner des Reaktionsquotienten. Q wird kleiner als K. Deshalb läuft netto die Hinreaktion.

Die neue Gleichgewichtslage verbraucht einen Teil des zusätzlich eingebrachten Wasserstoffs. Seine Konzentration muss aber nicht auf den alten Wert zurückgehen. „Abschwächen“ bedeutet nicht „ungeschehen machen“.

Eine zusätzliche Portion eines bereits vorhandenen reinen Feststoffs wirkt anders: Seine Aktivität bleibt näherungsweise konstant, solange dieselbe Phase vorliegt. Mehr Feststoff bedeutet deshalb nicht automatisch eine Verschiebung des Gleichgewichts.

Druckänderungen: die gasförmigen Teilchen zählen

Kompression bei konstanter Temperatur: Wird das Volumen einer Gasmischung verkleinert, steigen zunächst die Partialdrücke. Bei unterschiedlicher Summe der Gaskoeffizienten wird die Seite mit weniger gasförmigen Teilchen begünstigt.

Für N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ steht links die Koeffizientensumme 4, rechts 2. Kompression begünstigt deshalb Ammoniak. Bei Expansion wird entsprechend die Seite mit mehr Gasteilchen begünstigt.

Gezählt werden die Koeffizienten der gasförmigen Stoffe, nicht die Atome innerhalb ihrer Moleküle. Feststoffe werden bei dieser einfachen Gasregel nicht mitgezählt.

Für H₂ + I₂ ⇌ 2 HI stehen auf beiden Seiten insgesamt zwei Gasteilchen. Eine reine Volumenänderung verschiebt im idealen Gasmodell bei gleicher Temperatur die Gleichgewichtslage daher nicht.

Mehr Gesamtdruck ist nicht immer mehr Reaktionsdruck

Wird ein ideales, nicht reagierendes Gas bei konstantem Volumen und gleicher Temperatur hinzugefügt, steigt der Gesamtdruck. Die Partialdrücke der reagierenden Stoffe bleiben jedoch gleich. Deshalb verschiebt sich das ideale Gasgleichgewicht nicht.

Wird das Inertgas dagegen bei konstantem Gesamtdruck zugegeben, muss das Volumen wachsen. Dann sinken die Partialdrücke der Reaktionspartner und die Expansion kann die Seite mit mehr Gasteilchen begünstigen.

Frage deshalb immer: Wie wurde der Druck verändert, und welche Größen wurden konstant gehalten? Das Wort „Druckerhöhung“ allein reicht für eine sichere Antwort nicht.

Erwärmen begünstigt die endotherme Richtung

Bei einer exothermen Hinreaktion wird Wärme an die Umgebung abgegeben. Die Rückreaktion ist dann endotherm. Erwärmen begünstigt die endotherme Richtung; Abkühlen begünstigt die exotherme Richtung.

Die Ammoniakbildung ist exotherm. Eine höhere Temperatur verringert deshalb unter sonst vergleichbaren Bedingungen den Gleichgewichtsanteil von Ammoniak. Andersherum kann Abkühlen die Produktseite begünstigen.

Eine Temperaturänderung verändert auch die Gleichgewichtskonstante K. Bei der hier exothermen Hinreaktion wird K beim Erwärmen kleiner. Konzentrations- und Volumenänderungen verändern bei gleicher Temperatur dagegen zunächst Q, nicht K.

Wärme kann man zur Merkhilfe gedanklich einer Reaktionsseite zuordnen. Sie wird jedoch nicht wie eine Stoffkonzentration als Faktor in das Massenwirkungsgesetz eingesetzt.

Ein Katalysator verändert den Weg, nicht das Ziel

Ein geeigneter Katalysator ermöglicht einen schnelleren Reaktionsweg für Hin- und Rückreaktion. Er beschleunigt die Einstellung des Gleichgewichts. Die Gleichgewichtskonstante und die Gleichgewichtszusammensetzung bei gleicher Temperatur verändert er nicht.

Eine höhere gemessene Produktmenge nach kurzer Zeit kann trotzdem auftreten: Ohne Katalysator war das Gleichgewicht möglicherweise noch nicht erreicht. Das ist ein Geschwindigkeitsvorteil, keine neue Gleichgewichtslage.

Warum arbeitet die Industrie nicht einfach möglichst kalt?

Für die exotherme Ammoniaksynthese wäre eine niedrige Temperatur für die Gleichgewichtsausbeute günstig. Die Reaktion würde dann aber ohne geeignete Bedingungen zu langsam ablaufen. Eine hohe Temperatur beschleunigt viele Reaktionsschritte, verschlechtert hier jedoch die Gleichgewichtslage.

Technische Bedingungen sind deshalb ein Kompromiss zwischen Gleichgewicht, Geschwindigkeit, Energieaufwand und Anlagenbelastung. Hoher Druck begünstigt Ammoniak, erfordert aber aufwendige Technik. Ein Katalysator ermöglicht eine wirtschaftlichere Reaktionsgeschwindigkeit.

Das Abtrennen von Ammoniak und Zurückführen nicht umgesetzter Edukte kann die Gesamtausbeute des Prozesses verbessern. Die Anlage wird dabei nicht als ein einziges dauerhaft geschlossenes Gleichgewichtsgefäß betrieben.

Vier Fragen für eine begründete Vorhersage

1. Welche Reaktionsgleichung? Prüfe Koeffizienten, Aggregatzustände und die Wärmebilanz.

2. Was wird genau verändert? Konzentration, Volumen, Temperatur oder Reaktionsweg? Nenne die konstanten Bedingungen.

3. Welche Richtung wird begünstigt? Begründe mit Q und K, der Zahl der Gasteilchen oder der endothermen Richtung.

4. Was darfst du daraus folgern? Eine Richtung ist noch keine konkrete Prozentänderung. Für die neue Zusammensetzung braucht man weitere Daten und eine Rechnung.

Unterrichtsimpuls: Vier Änderungen vergleichen

Lass vor jeder Auswahl die Richtung und die Änderung von K vorhersagen. Nutze anschließend „Inertgas bei konstantem Volumen“ als Gegenbeispiel zur pauschalen Druckregel. Als letzte Frage eignet sich: Warum kann ein Katalysator die Produktion beschleunigen, obwohl er die Gleichgewichtsausbeute nicht erhöht?

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