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Transkript Prinzip von Le Chatelier

Hallo und herzlich willkommen, das heutige Thema lautet: Das Prinzip von Le Chatelier oder: Das Prinzip des kleinsten Zwanges. Im Laufe dieses Filmes werden folgende Fragen beantwortet. Worin besteht dieses Prinzip und welchen praktischen Nutzen kann man daraus ziehen? An dieser Stelle solltest du bereits wissen: erstens, was das chemische Gleichgewicht ist und zweitens, was eine exotherme und was eine endotherme Reaktion ist. Ich möchte das gleich einmal anhand eines hoffentlich anschaulichen Beispiels zu erklären versuchen. Sagen wir einmal, wir haben ein Wirtshaus, welches einen großen Innenraum besitzt mit Tischen und Stühlen und eine große Sommerterrasse, wo auch Tische und Stühle stehen, ein ganz normales Wirtshaus also. Sagen wir weiterhin, die Sonne scheint und es kommen viele Gäste, und man wird feststellen, das die allermeisten Gäste an einem warmen, sonnigen Tag sich an die Tische setzen, die im Garten stehen, die also draußen sind. Natürlich werden einzelne Gäste sich auch in den Innenraum setzen, etwa jene, die Angst vor Wespen haben oder eine Sonnenallergie, aber die meisten werden eben doch draußen sitzen. Sagen wir nun, im Laufe des Tages bedeckt sich der Himmel und es wird kühler. Nun wird man feststellen, dass die meisten Gäste sich doch reinsetzen, in den Innenraum, wo es windgeschützt ist und wo es wärmer ist, während nur noch ganz wenige draußen sitzen bleiben. Aber es ist nicht so, dass alle reingehen, so kalt ist es nun doch nicht, sondern ein paar sitzen halt trotzdem draußen. Die Analogie zur Chemie besteht darin, dass wir so etwas wie einen Gleichgewichtszustand haben zwischen Menschen, die drinnen sitzen, und Menschen, die draußen sitzen. Diesen Gleichgewichtszustand kann man eben andeuten mit diesem Doppelpfeil, der einmal nach rechts zeigt und einmal nach links zeigt. Bei warmem Wetter werden mehr Leute draußen sitzen als drinnen. Das kann man man hier vielleicht symbolisch dadurch verdeutlichen, dass der Pfeil, der nach rechts zeigt, also nach draußen zeigt, größer ist als der Pfeil, der nach links zeigt. Bei kaltem Wetter ist es gerade umgekehrt, da wird eher die Richtung nach drinnen begünstigt, es werden mehr Leute drinnen sitzen als draußen, auch hier angedeutet durch die ungleich großen Doppelpfeile. Und man würde sagen, das Gleichgewicht verschiebt sich auf die linke Seite in diesem Fall. Letztendlich ist das dann auch schon das Prinzip von Le Chatelier oder das Prinzip des kleinsten Zwanges, welches besagt: Übt man auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, einen Zwang durch Änderung der Bedingungen aus, so stellt sich infolge dieser Störung ein neues Gleichgewicht ein. In unserem Wirtshausbeispiel bedeutet das eben, dass das Gleichgewicht sich bei warmem Wetter nach draußen verschiebt und bei kaltem Wetter nach drinnen. Die geänderte Bedingung wäre damit das Wetter. Natürlich geht es in der Chemie nicht um die Wetteränderung, es geht um andere Dinge. Ganz konkret geht es um die Änderung des Druckes, unter dem sich das Reaktionsgemisch befindet, um die Änderung der Temperatur, die das Reaktionsgemisch annimmt und um die Änderung der Stoffmengenkonzentration der beteiligten Stoffe. Ich möchte das an einem ganz konkreten Beispiel demonstrieren, und zwar am Beispiel der Reaktion 3H2+N2->2NH3. In Worten ausgedrückt: Wasserstoff reagiert mit Stickstoff zu Ammoniak. Diese Reaktion bildet die Grundlage für das sogenannte Haber-Bosch-Verfahren, ein Verfahren, bei dem künstlich Ammoniak hergestellt werden kann, und das deshalb so wichtig ist, weil es die Grundlage für die Herstellung sämtlichen Kunstdüngers bildet. Betrachten wir als erstes die Auswirkung einer Druckveränderung auf diese Gleichgewichtsreaktion. Hier ist eine Zusatzinformation wichtig, nämlich die, in welchem Aggregatzustand Edukte und Produkte vorliegen. In diesem Falle handelt es sich nur um gasförmige Stoffe, also sowohl der Wasserstoff als auch der Stickstoff als auch der Ammoniak sind gasförmig. Als Nächstes schaut man sich an, wie viele Gasmoleküle auf jeder Seite der Reaktionsgleichung stehen. In unserem Falle haben wir 3 Wasserstoffmoleküle und ein Stickstoffmolekül auf der linken Seite, also 4 Gasmoleküle und auf der rechten Seite haben wir 2 Ammoniakmoleküle, also 2 Gasmoleküle. Warum ist das wichtig? Weil es um das Volumen geht, das die  Edukte und Produkte einnehmen. Je mehr Gasmoleküle auf der einen oder anderen Seite sind, desto mehr Volumen nimmt auch diese Seite ein. In unserem Falle heißt das, die linke Seite nimmt ein größeres Volumen ein als die rechte Seite. Übrigens betrifft das wirklich nur gasförmige Moleküle. Habe wir feste oder flüssige Stoffe auf der einen oder anderen Seite, dann würden wir sie nicht in diese Betrachtung mit einbeziehen, da flüssige und feste Stoffe ein vernachlässigbar kleines Volumen im Vergleich zu gasförmigen Stoffen haben. Nun sagt das Prinzip des kleinsten Zwanges folgendes, wenn man die Druckveränderung betrachtet. Bei einer Druckerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite der Reaktionsgleichung, auf der weniger Gasmoleküle vorliegen, sprich Volumen eingenommen wird. Und wie gesagt, geht es hier nur um die Gasmoleküle. Feste und flüssige Stoffe werden bei dieser Betrachtung vernachlässigt. Eine Druckerniedrigung wirkt sich entsprechend umgekehrt aus. Das heißt, das System wird auf die Seite verschoben, wo mehr Volumen eingenommen wird. Konkret auf unser Beispiel bezogen heißt das also, dass, wenn wir möglichst viel Ammoniak herstellen möchten, also möglichst viel von dem Zeugs, was auf der rechten Seite steht, dann sollten wir eine Druckerhöhung vornehmen, beziehungsweise bei hohem Druck arbeiten. Der nächsten Aspekt, den ich betrachten möchte, ist die Auswirkung einer Temperaturänderung auf das im Gleichgewicht stehende System. Und auch hier braucht man, um das beurteilen zu können, eine Zusatzinformation, die in diesem Falle lautet: Delta H=-92,1 kJ/mol. Zugegeben, das mutet etwas kryptisch an, ist aber eigentlich ganz leicht zu verstehen. Delta H ist die sogenannte Reaktionsenthalpie,damit ist die Wärme gemeint, die im Laufe einer Reaktion entweder frei wird oder benötigt wird. Je nachdem, welchen Fall wir vorliegen haben, ob also Wärme freigesetzt wird oder Wärme absorbiert, also aufgenommen wird, haben wir es mit einer exothermen oder endothermen Reaktion zu tun. Und genau das ist die Information, die wir benötigen, um einschätzen zu können, wie sich eine Temperaturänderung auf unser chemisches Gleichgewicht auswirken wird. Ist die Reaktionsenthalpie Delta H eine negative Zahl, dann handelt es sich um eine exotherme Reaktion, und ist Delta H eine positive Zahl, dann haben wir eine endotherme Reaktion. Das muss man aber noch etwas genauer betrachten, denn wir haben es hier natürlich mit einer Reaktion zu tun, die sowohl von rechts nach links als auch von links nach rechts ablaufen kann, sprich, wir haben es mit einer umkehrbaren, oder reversiblen, Reaktion zu tun. So bedeutet das negative Vorzeichen bei der Reaktionsenthalpie in unserem Beispiel, dass die Reaktion von links nach rechts eine exotherme ist, aber von rechts nach links, also in der anderen Richtung, ist sie eine endotherme Reaktion. An dieser Stelle besagt das Prinzip von Le Chatelier: Bei einer Erhöhung der Temperatur wird das Gleichgewicht in endothermer Richtung verschoben und bei einer Erniedrigung der Temperatur verschiebt es sich in exothermer Richtung. Man würde also sagen, bei negativer Reaktionsenthalpie läuft die Reaktion von links nach rechts exotherm ab und von rechts nach links endotherm. Bezogen auf unser ganz konkretes Beispiel hier würde man also jetzt sagen, dass, wenn man möglichst viel Ammoniak bilden möchte, man tendenziell bei einer niedrigen Temperatur arbeiten würde, weil das Ammoniak sich sozusagen auf der exothermen Seite befindet. Der letzte Aspekt, der zu betrachten wäre, ist die Auswirkung der Änderung der Konzentrationen der beteiligten Stoffe auf das chemische Gleichgewicht. Auch hier muss man sich vor Augen halten, dass wir es mit einer Gleichgewichtsreaktion zu tun haben, das heißt, einer Reaktion, die eine ganz bestimmte Gleichgewichtskonstante besitzt. Diese Gleichgewichtskonstante berechnet sich aus der Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte. Würde man nun der einen oder anderen Seite einen Stoff künstlich entziehen, dann würde dadurch seine Konzentration sinken logischerweise. Wenn aber seine Konzentration sinkt, dann würde sich ja auch der Quotient aus Produkten und Edukten verändern. Das darf aber nicht sein, denn das Verhältnis der Konzentrationen der Produkte und der Edukte ist ja festgelegt durch die Gleichgewichtskonstante, die ja eben, wie der Name schon sagt, konstant ist. Folglich bleibt unserem System nichts anderes übrig, als den Stoff, den wir entzogen haben, wieder nachzubilden. Das Prinzip von Le Chatelier lautet dazu: Entfernt man künstlich einen Stoff aus einem Reaktionsgemisch, das sich im Gleichgewicht befindet, dann verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass dieser Stoff nachgebildet wird. Bei der Ammoniaksynthese geht man praktisch so vor, dass man die ganze Zeit im Reaktionsgemisch den Ammoniak entzieht und zwar macht man das, indem man ihn verflüssigt, und dadurch kann er ablaufen und wird dem Reaktionsgemisch entzogen. Dadurch, dass ständig Ammoniak entzogen wird, muss auch ständig Ammoniak nachgebildet werden, damit der Gleichgewichtskonstanten dieser Reaktion Folge geleistet wird. Na und? Wozu das Ganze? Tatsache ist, dass die Kenntnis eines chemischen Gleichgewichts und die Anwendung des Prinzips des kleinsten Zwanges einen ganz großen praktischen Nutzen mit sich bringt, der darin besteht, dass man die erforderlichen Reaktionsbedingungen festlegen kann, beziehungsweise abschätzen kann. Kennt man also ein paar Informationen zur Reaktion, die man durchführen möchte, zum  Beispiel, ob es eine exotherme oder eine endotherme Reaktion ist, oder welche Gasmoleküle vorliegen, dann kann man schon im Vorhinein abschätzen, ob man eher bei hohem Druck oder bei niedrigem Druck arbeiten möchte oder lieber bei hoher Temperatur oder niedriger Temperatur und so weiter. Und damit sind wir auch schon beim Ende dieses Filmes angekommen, indem wir besprochen haben, worin das Prinzip von Le Chatelier, auch genannt das Prinzip des kleinsten Zwanges, besteht. Weiterhin haben wir besprochen, welchen praktischen Nutzen seine Anwendung bietet, nämlich den, dass man im Vorhinein schon grob die Reaktionsbedingungen einschätzen kann. An dieser Stelle möchte ich euch noch auf ein weiteres Video hinweisen, das ich gedreht habe, in dem es einfach nur darum geht, zu üben, wie man das genau macht, also wie man genau abschätzt, bei welchen Bedingungen man am besten eine Reaktion durchführt. Vielen Dank fürs Zuhören und tschüss, bis zum nächsten Mal.

 

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7 Kommentare
  1. L%c3%a4cheln2

    Wenn da keine Angaben sind, dann kann man es auch nicht wissen. Es gibt allerdings so ein paar Standardreaktionen, bei denen man es einfach weiß. Etwa die Knallgasreaktion oder eine Verbrennung von Alkanen.

    Von Götz Vollweiler, vor mehr als einem Jahr
  2. Default

    Woran erkenne ich ob die Reaktion endotherm oder exotherm verläuft, wenn Delta H nicht angegeben ist in der Aufgabe ?

    Von Nadja Hamdi, vor mehr als einem Jahr
  3. L%c3%a4cheln2

    Das erkennst Du daran, ob Delta H negativ oder positiv ist: Ist es negativ, ist die Reaktion exotherm, andernfalls endotherm.

    Von Götz Vollweiler, vor fast 3 Jahren
  4. Default

    ich versthe das mit der Temperatur leider noch nicht ganz. woran erkenne ich ob die Reaktion endotherm oder exotherm verläuft? ansonsten super Video!!

    Von Stephanie♥, vor fast 3 Jahren
  5. Default

    Danke. War total hilfreich und verständlich erklärt :)

    Von Lou Cha, vor etwa 3 Jahren
  1. Default

    Ich kann mich nur anschließen danke für die tolle Zusammenfassung.

    Von Yunus P, vor fast 5 Jahren
  2. Default

    Danke für die Zusammenfassung zum "Prinzip von LE CHATELIER". Für meine Vorabiklausur am Dienstag ist dies eine gute Voraussetzung...XDXD

    Wirklich gut gemacht! :)

    Von Elaine Le, vor etwa 6 Jahren
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