WikiDer > Prinzip von Le Chatelier

Es Prinzip von Le Chatelier wenn es Prinzip des geringsten Zwanges ist ein thermodynamisches Prinzip das in der Chemie wird verwendet, um vorherzusagen, wie chemisches Gleichgewicht von einem bestimmten Reaktion verschiebt sich, wenn eine oder mehrere der Reaktionsbedingungen geändert werden.

Das Prinzip lässt sich wie folgt zusammenfassen:

Wie in einer Chemikalie System eine Veränderung tritt ein in Konzentration, Temperatur, Volumen oder insgesamt Druck, also einer Gleichgewichtsstörung, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass dieser Veränderung entgegengewirkt wird. Schließlich entwickelt sich das System zu einem neuen Gleichgewicht.

Das Prinzip ist nach dem französischen Chemiker benannt Henry Louis Le Chatelier, wer hat es eingebaut 1884 formuliert.^[1] Es wird auch das Prinzip von Le Chatelier und Van 't Hoff genannt, nach dem niederländischen Chemiker Jacobus van 't Hoff. Das Prinzip beruht darauf, dass die Gleichgewichtskonstante für eine gegebene Reaktion ist konstant bei einem gegebenen Temperatur.

Störung des chemischen Gleichgewichts

Konzentration

Ändert sich die Konzentration eines der Reaktionspartner, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass dieser Konzentrationsänderung entgegengewirkt wird. Dies lässt sich mit der Antwort von veranschaulichen Kohlenmonoxid und Wasserstoffgas bis um Methanol.

${displaystyle mathrm {CO 2 H_{2} ightleftharpoons CH_{3}OH} }$

Wenn die CO-Konzentration erhöht wird, versucht das System, diese Konzentrationsänderung umzukehren, indem es das Gleichgewicht nach rechts verschiebt, und somit wird die Methanolkonzentration ansteigen. Umgekehrt verschiebt sich das Gleichgewicht nach links, wenn die CO-Konzentration gesenkt wird. Die Methanolmenge nimmt dann ab.

Dieses Prinzip ist eine Folge der Tatsache, dass die Gleichgewichtskonstante denn diese Reaktion ist konstant bei gegebenem Temperatur. Das Verhältnis von Reaktionsprodukte und Reagenzien Ist repariert. Jede Konzentrationsänderung stört das Gleichgewicht und hat den Effekt, das Gleichgewicht wiederherzustellen.

Chromat-Dichromat-Gleichgewicht

sehen Chromat und Dichromat für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Verschiebung des chemischen Gleichgewichts durch Zugabe von Natriumhydroxid zu einer Dichromatlösung.

Ein klassisches Beispiel für eine sichtbare Verschiebung eines chemischen Gleichgewichts ist a wässrige Lösung von Kaliumdichromat zu welchem Natriumhydroxid wird hinzugefügt werden. Das Dichromat-Anion steht in Wasser immer im Gleichgewicht mit dem Chromatanion:

${displaystyle mathrm {Cr_{2}O_{7}^{2-} H_{2}O rechtslinks Harpunen 2 CrO_{4}^{2-} 2 H^{ }} }$

In Wasser liegt das Gleichgewicht links, so dass die Lösung orange gefärbt ist (es ist also viel mehr Dichromat als Chromat vorhanden). Bei Zugabe von Natriumhydroxid verschiebt sich das Gleichgewicht, da die HydroxidIonen reagieren mit Protonen in der Lösung. Hier entsteht Wasser. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts, um die reduzierte Protonenkonzentration wieder zu erhöhen. Folglich wird Dichromat in Chromat umgewandelt und die Lösung wird gelb. Bei ausreichender Ansäuerung der Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht nach links und die Lösung wird wieder orange.

Temperatur

Die Temperaturerhöhung oder -abnahme kann einen wesentlichen Einfluss auf die Lage des Gleichgewichts haben. Als Beispiel die Synthese von Ammoniak von Stickstoffgas und Wasserstoffgas bewerben, a exotherme Reaktion (H° = -46,11 kJ/Maulwurf):

${displaystyle mathrm {N_{2} 3 H_{2} ightleftharpoons 2 NH_{3}} }$

Wenn die Temperatur erhöht wird, sorgt das System dafür, dass weniger Wärme abgegeben wird. Das Gleichgewicht verschiebt sich also nach links. Sinkt die Temperatur hingegen, produziert das System mehr Wärme: Das Gleichgewicht verschiebt sich dann nach rechts.

In dem Haber-Bosch-Verfahren, das in der Industrie zur Synthese von Ammoniak, muss bezüglich der Temperatur eine Wahl getroffen werden: die Reaktionsgeschwindigkeit steigt mit der Temperatur, aber je höher die Temperatur, desto niedriger ist sie Effizienz (aufgrund einer Verschiebung des Gleichgewichts). Bei industriell angewandten exothermen Reaktionen ist es daher wichtig, einen Kompromiss zu finden zwischen chemische Kinetik und Thermodynamik. EIN Katalysator (Eisen) bietet in diesem Beispiel eine Lösung: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist somit bei relativ niedriger Temperatur ausreichend hoch.

Thermodynamische Beschreibung

Thermodynamisch lässt sich zeigen, dass die Änderung der Gleichgewichtskonstante mit der Temperatur (bei konstantem Druck) auf die Reaktionsenthalpie bezogen werden kann:

${displaystyle left({frac {partial ln(K_{a})}{partial T}}ight)_{p}={frac {Delta H^{circ }}{RT^{2}}}}$

Diese Beziehung ist die van 't Hoff-Gleichung und zeigt, dass die Änderung der Gleichgewichtskonstanten k_ein mit der Temperatur wird durch die Standardreaktionsenthalpie bestimmt.

Gesamtdruck oder Volumen

Als Beispiel für Druck- oder Volumenänderung ist das Gleichgewicht zwischen Stickstoffdioxid (orangebraun) und Distickstofftetraoxid (hellgelb) gelten:

${displaystyle mathrm {N_{2}O_{4} ightleftharpoons 2 NO_{2}} }$

Die Anzahl der Mole auf der linken Seite ist 1, während die Anzahl der Mole auf der rechten Seite 2 beträgt. Über die Gesetz von Avogadro Es wird festgestellt, dass eine gleiche Anzahl von Gasmolen ein gleiches Volumen einnimmt. Die Partikel auf der rechten Seite der Reaktion nehmen somit ein größeres Volumen ein.

Für den Fall, dass man den Druck erhöht (oder das Volumen verringert), verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite mit der kleinsten Teilchenzahl. In diesem Fall ist es die Distickstofftetraoxid-Seite. Das Gas wird daher hellgelb. Wenn der Druck verringert wird, können die Partikel mehr Platz einnehmen und das Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite mit der größten Partikelanzahl. Im obigen Fall ist dies zur Stickstoffdioxidseite. Das Gas wird jetzt brauner.

Auch in Kommentaren in Lösung Das gleiche Prinzip gilt, denn die Konzentration ist proportional zum Druck (der Anzahl der Partikel pro Volumen). Eine Konzentrationserhöhung hat daher die gleiche Wirkung wie eine Druckerhöhung, während eine Verdünnung die gleiche Wirkung wie eine Drucksenkung hat.

Siehe auch

• Gemeinsamer Ioneneffekt