Prinzip von Le Chatelier: einfach erklärt
Das Prinzip von Le Chatelier besagt: Übt man auf ein chemisches Gleichgewicht einen Zwang aus, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass es dem Zwang ausweicht. Man nennt es auch das Prinzip vom kleinsten Zwang.
Konzentration
Gibt man einen Ausgangsstoff hinzu, wird verstärkt Produkt gebildet, um den Überschuss abzubauen. Entfernt man ein Produkt, bildet sich ebenfalls Produkt nach.
Das nutzt man bei der Veresterung: Entfernt man das entstehende Wasser, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Ester.
Druck und Temperatur
Bei Reaktionen mit Gasen verschiebt eine Druckerhöhung das Gleichgewicht auf die Seite mit weniger Gasteilchen. Bei der Ammoniaksynthese N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ werden aus vier Teilchen zwei, deshalb begünstigt hoher Druck die Bildung von Ammoniak.
Eine Temperaturerhöhung begünstigt die Richtung, die Wärme aufnimmt, also die endotherme Reaktion. Kühlt man ab, wird die exotherme Richtung bevorzugt.
Beispiel Haber-Bosch-Verfahren
Die Ammoniakbildung ist exotherm. Niedrige Temperaturen würden zwar mehr Ammoniak liefern, die Reaktion liefe aber viel zu langsam. Im Haber-Bosch-Verfahren wählt man deshalb einen Kompromiss aus hohem Druck, mittlerer Temperatur und einem Katalysator.
Ein Katalysator verschiebt das Gleichgewicht übrigens nicht. Er sorgt nur dafür, dass es sich schneller einstellt.
Häufige Fragen
Weitere Begriffe: Chemische Reaktionen und Redox
- Aktivierungsenergie
- Brennstoffzelle
- Chemische Reaktion
- Chemisches Gleichgewicht
- Daniell-Element
- Elektrochemische Spannungsreihe
- Elektrolyse
- Elektrolyse von Wasser
- Enthalpie
- Entropie
- Exotherm und endotherm
- Galvanische Zelle
- Haber-Bosch-Verfahren
- Katalysator
- Knallgasreaktion
- Korrosion
- Massenwirkungsgesetz
- Oxidation
- Oxidationszahl
- Reaktionsgeschwindigkeit
- Reaktionsgleichung
- Redoxreaktion
- Reduktion
- Thermitreaktion
- Zellatmung