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Transkript Gleichgewichtsreaktionen – das Prinzip von Le Chatelier

Gleichgewichtsreaktionen - das Prinzip von le Chatelier

Hallo! Beginnen wir heute mit einem kleinen Experiment: Stell dir vor du hast einen Luftballon. Was passiert wenn du diesen Luftballon an einer Stelle kräftig zusammen drückst? Du wirst beobachten, dass der Ballon sich an der Stelle ausdehnt, an der du nicht drückst. Die Luft weicht also in mögliche Bereiche aus, die sich ausdehnen können.

Ähnlich wie die Luft im Ballon verhalten sich auch Stoffe im chemischen Gleichgewicht. Dazu beschäftigen wir uns heute mit dem Prinzip des kleinsten Zwangs, welches auch das Prinzip von le Chatelier genannt wird. Was genau damit gemeint ist, wollen wir uns jetzt einmal genauer ansehen.

Zuerst wollen wir aber noch einmal wiederholen was eigentlich ein chemisches Gleichgewicht ist. Wenn Substanzen eine chemische Reaktion miteinander eingehen und diese Reaktion reversibel, also umkehrbar ist, kann sich ein chemisches Gleichgewicht einstellen. Das setzt natürlich voraus, dass keine der Substanzen entweichen kann. Das System, in dem diese Reaktion abläuft, muss also geschlossen sein.

Ein chemisches Gleichgewicht ist dann erreicht, wenn Hin-und Rückreaktion gleich schnell ablaufen und die Konzentrationen der Edukte und der Produkte konstant bleibt.

Am Beispiel des Boudouard-Gleichgewichts, wollen wir uns nun ansehen wie sich Temperatur, Druck und Konzentration auf das chemische Gleichgewicht auswirken können.

Als erstes wollen wir uns mit der Temperatur beschäftigen. Sehen wir uns das Boudouard-Gleichgewicht an. Hier reagiert Kohlendioxid mit Kohlenstoff zu Kohlenmonoxid. Die Reaktion verläuft endotherm.

Das bedeutet, dass die Reaktion zum Ablaufen Energie benötigt und somit der Enthalpiewert positiv sein muss. Wir können daher auch davon ausgehen, dass die Rückreaktion um den gleichen Energiebetrag exotherm verläuft. Das bedeutet, dass die Bildung der Edukte aus den Produkten exotherm verläuft.

Erhöhen wir nun die Temperatur, so begünstigen wir die endotherme Reaktion also die Bildung der Produkte. Wenn wir die Temperatur hingegen erniedrigen, begünstigen wir die exotherme Reaktion und das Gleichgewicht wird auf die Seite der Edukte verschoben.

Wir müssen also immer erst, wenn wir uns mit dem Einfluss der Temperatur auf das chemische Gleichgewicht beschäftigen wollen, darüber im Klaren sein, welche der Reaktionen endotherm und welche exotherm verläuft.

Als nächstes betrachten wir den Einfluss des Drucks auf das chemische Gleichgewicht. Du musst wissen, dass der Druck nur Einfluss auf gasförmige Stoffe hat. Feststoffe und Flüssigkeiten sind davon also nicht betroffen. Da in unserer Reaktion aber nur Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoffmonoxid gasförmige Stoffe sind, können wir den Kohlenstoff, der ein Feststoff ist, vernachlässigen.

Nun überlegen wir, wie das Prinzip des kleinsten Zwanges nach le Chatelier hier anzuwenden ist. Wir haben auf der Eduktseite ein Mol Kohlenstoffdioxid, also ein Mol eines gasförmigen Stoffes. Auf der Produktseite befinden sich zwei Mol Kohlenstoffmonoxid, also zwei Mol eines gasförmigen Stoffes.

Das molare Volumen von Gasen ist immer gleich groß, egal welches Gas du hast. Daher haben 2 Mol eines Gases auch etwa das doppelte Volumen von einem Mol eines anderen gasförmigen Stoffes. Wenn wir nun den Druck auf unser System erhöhen, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht auf die Seite mit der geringeren Teilchenzahl gasförmiger Stoffe, also auf die Eduktseite.

Wenn wir den Druck hingegen erniedrigen verschiebt sich das chemische Gleichgewicht auf die Seite, auf der sich mehr Teilchen des gasförmigen Stoffes befinden. Also auf die Produktseite.

Als letztes wollen wir noch überprüfen, welchen Einfluss eine Änderung der Konzentration auf der Edukt- oder Produktseite auf das chemische Gleichgewicht hat. Das Gleichgewicht beschreibt ja das Verhältnis der Konzentration der Produkte zur Konzentration der Edukte. Dieses Verhältnis ist konstant.

Nehmen wir an, wir verringern nun in unserem Gleichgewicht die Konzentration von Kohlenstoff. Das System wird daraufhin versuchen diese Erniedrigung der Konzentration durch die Bildung von Kohlenstoff auszugleichen. Das bedeutet, dass Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoff reagieren wird. Das chemische Gleichgewicht liegt also auf der Seite der Edukte. Wenn wir nun aber die Konzentration des Kohlenstoffs erhöhen, würde das System versuchen den Überschuss an Kohlenstoff abzubauen und es würde sich Kohlenstoffmonoxid bilden. Das Gleichgewicht würde sich also auf die Seite der Produkte verschieben.

Du siehst also, dass ein System, welches sich im chemischen Gleichgewicht befindet auf verschiedene Faktoren reagiert und immer dem Prinzip des kleinsten Zwangs gehorcht.

Du siehst, dass wie beim Luftballon auch im chemischen Gleichgewicht das Prinzip des geringsten Zwang wirkt. Du hast heute gelernt, dass es drei Faktoren gibt, die Auswirkungen auf ein chemisches Gleichgewicht haben können. Dies sind der Druck, die Temperatur und die Änderung der Konzentration der an der Reaktion beteiligten Stoffe. Auch weißt du nun, dass es immer von der Reaktion selbst abhängt, welche Verschiebung das chemische Gleichgewicht erfährt. So hat der Druck nur Auswirkungen auf gasförmige Stoffe und die Änderung, die durch die Temperatur eintreten kann, wird von der Reaktionsenthalpie bestimmt.

Tschüß und bis bald!

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3 Kommentare
  1. Bianka

    Edukte und Produkte liegen im Gleichgewicht immer in einem konstanten Verhältnis vor. Wenn ich also die Konzentration von Wasserstoff (Edukt) reduziere, dann versucht die Reaktion wieder ihr Gleichgewicht einzustellen, in dem sie den Mangel an Wasserstoff ausgleicht. Sie produziert also Wasserstoff solange nach, bis das Defizit ausgeglichen ist. Wenn man nun also kontinuierlich Wasserstoff reduziert, wird das Gleichgewicht auf die Seite verschoben, wo der Mangel herrscht, also auf die Seite der Edukte.

    Von Bianca Blankschein, vor etwa einem Jahr
  2. Default

    Hallo, ich habe eine Frage zu den Übungsaufgaben.Ich verstehe nicht warum durch das Entfernen von Wasserstoff ( H2 + I2 -> 2HI) das chemische Gleichgewicht auf der seite der Edukte liegt. Ich meine,wenn H2 entfernt wird, dann muss doch die Rückreaktion begünstigt werden,oder?

    Von Dina Chouli, vor etwa einem Jahr
  3. Bianka

    Liebe Christina,

    nein, der Text ist schon ganz richtig. Die Bildung der Edukte aus den Produkten verläuft exotherm, weil die Hinreaktion endotherm ist. Der Reaktionspfeil im Bild wird nur leider etwas früh rot. Das bezieht sich aber schon auf die Temperaturerhöhung, wodurch die Hinreaktion begünstigt wird.

    Viel Spaß weiterhin mit der Chemie!

    Von Bianca Blankschein, vor mehr als 2 Jahren