Prinzip von Le Chatelier

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Das Prinzip

Das Prinzip von Le Chatelier (1884) besagt: Wenn ein chemisches Gleichgewicht gestört wird, reagiert das System so, dass die Störung teilweise rückgängig gemacht wird. Die Reaktion verschiebt sich in Richtung der Seite, die den äußeren Einfluss abschwächt.

Temperaturänderung

Änderung	Endotherme Seite ($\Delta H > 0$)	Exotherme Seite ($\Delta H < 0$)
Temperatur ↑	begünstigt ✓	benachteiligt
Temperatur ↓	benachteiligt	begünstigt ✓

Beispiel: $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3\quad(\Delta H = -92\text{ kJ/mol})$

Die Ammoniaksynthese ist exotherm. Höhere Temperatur würde theoretisch weniger $NH_3$ begünstigen, aber aus kinetischen Gründen wird trotzdem bei 450°C gearbeitet (siehe Haber-Bosch unten).

Druckänderung (Gasreaktionen)

Druckerhöhung begünstigt die Seite mit weniger Gasmolekülen (geringeres Volumen).

Beispiel: $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$

Eduktseite: $1 + 3 = 4$ mol Gas
Produktseite: $2$ mol Gas
Druck ↑ → Verschiebung nach rechts (mehr $NH_3$)

Bei Reaktionen mit gleicher Molzahl auf beiden Seiten (z. B. $H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$) hat Druckänderung keinen Einfluss auf die Gleichgewichtslage.

Konzentrationsänderung

Edukt hinzufügen → Gleichgewicht verschiebt sich zu den Produkten
Produkt entfernen → Gleichgewicht verschiebt sich zu den Produkten
Produkt hinzufügen → Gleichgewicht verschiebt sich zu den Edukten

Beispiel: In der Lösung $Fe^{3+} + SCN^- \rightleftharpoons FeSCN^{2+}$ (rot) wird durch Zugabe von $SCN^-$ die rote Farbe intensiver, da sich das Gleichgewicht nach rechts verschiebt.

Katalysatoren

Ein Katalysator verändert die Gleichgewichtslage nicht — er beschleunigt sowohl Hin- als auch Rückreaktion gleichermaßen. Er verkürzt aber die Zeit, bis das Gleichgewicht erreicht ist.

Haber-Bosch-Verfahren: Das Kompromiss-Beispiel

$$N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3\quad(\Delta H = -92\text{ kJ/mol})$$

Bedingung	Thermodynamisch optimal	Kinetisch optimal	Gewählt
Temperatur	niedrig (exotherm)	hoch (schnelle Kinetik)	450°C (Kompromiss)
Druck	hoch (weniger Gasvolumen)	technisch limitiert	200–300 bar
Katalysator	—	—	Eisen mit $K_2O$/$Al_2O_3$-Promotoren

Ohne Katalysator wäre die Reaktion bei 450°C extrem langsam. Ohne hohen Druck wäre die $NH_3$-Ausbeute gering. Das Haber-Bosch-Verfahren ist ein klassisches Beispiel für die Abwägung zwischen Thermodynamik und Kinetik.

Alltagsbeispiele

Kohlensäure in Getränken: $CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3$ — Druck im Verschluss hält das Gleichgewicht links, Öffnen (Druck ↓) verschiebt es nach rechts, $CO_2$ entweicht, Getränk wird „flach"
Blut und Sauerstoff: $Hb + 4\,O_2 \rightleftharpoons Hb(O_2)_4$ — In der Lunge (hohe $O_2$-Konzentration) reagiert das Gleichgewicht rechts, im Gewebe (niedrige $O_2$) nach links
Ozeanversauerung: $CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 \rightleftharpoons H^+ + HCO_3^-$ — Steigendes $CO_2$ verschiebt das Gleichgewicht nach rechts, $H^+$ steigt, pH sinkt

Übungen

Gegeben ist die Reaktion $\ce{2SO2(g) + O2(g) <=> 2SO3(g)}$ mit $\Delta H = -198\,\text{kJ/mol}$. Sage voraus, wie sich das Gleichgewicht verschiebt, wenn:
- (a) die Temperatur erhöht wird,
- (b) der Druck erhöht wird,
- (c) $\ce{SO2}$ zugegeben wird,
- (d) $\ce{SO3}$ aus dem Reaktionsgemisch entfernt wird. Begründe jede Antwort mit dem Prinzip von Le Chatelier.
Die Reaktion $\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}$ ist exotherm. Im Haber-Bosch-Verfahren wird dennoch bei $450\,^\circ\text{C}$ (nicht bei tieferen Temperaturen) gearbeitet. Erkläre diesen scheinbaren Widerspruch zwischen Thermodynamik und Kinetik. Welche Rolle spielt der Eisenkatalysator dabei?
In einer wässrigen Lösung stellt sich das Gleichgewicht $\ce{Fe^{3+}(aq) + SCN^{-}(aq) <=> FeSCN^{2+}(aq)}$ (rot) ein. Beschreibe die beobachtbare Farbänderung, wenn:
- (a) $\ce{KSCN}$ (Kaliumthiocyanat) zugegeben wird,
- (b) $\ce{Fe(NO3)3}$ zugegeben wird,
- (c) die Lösung verdünnt wird. Begründe mit dem Prinzip von Le Chatelier.
Betrachte die Reaktion $\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)}$. Begründe, warum eine Druckerhöhung hier keinen Einfluss auf die Gleichgewichtslage hat. Berechne die Molzahl auf jeder Seite und verallgemeinere die Bedingung, unter der Druckänderungen das Gleichgewicht verschieben.
Eine geöffnete Cola-Flasche verliert nach einiger Zeit ihre Kohlensäure. Erkläre diesen Vorgang mithilfe des Prinzips von Le Chatelier, ausgehend vom Gleichgewicht $\ce{CO2(g) <=> CO2(aq)}$ und $\ce{CO2(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq)}$. Welche Maßnahme könnte das Entweichen des $\ce{CO2}$ verlangsamen?