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2025-09-08T20:00:26Z

Haber-Bosch-Verfahren: Halbgeviertstrich, Links optimiert

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{{Belege fehlen}}
{{Dieser Artikel|behandelt das Prinzip des kleinsten Zwanges nach Le Chatelier. Das Prinzip nach Gauß findet sich unter dem Lemma [[Prinzip des kleinsten Zwanges]].}}
Das '''Prinzip von Le Chatelier''', auch '''Prinzip vom kleinsten Zwang''' genannt, wurde von [[Henry Le Chatelier]]<ref>{{Literatur |Autor=le Châtelier, H.-L. |Titel=[A general statement of the laws of chemical equilibrium] |Sammelwerk=Comptes rendus hebd. Seanc. Acad. Sci. Paris |Band=99 |Datum=1884 |Seiten=786-789}}</ref> und [[Ferdinand Braun]]<ref>{{Literatur |Autor=Braun, F. |Titel=Untersuchungen über die Löslichkeit fester Körper und die den Vorgang der Lösung begleitenden Volum- und Energieänderungen |Sammelwerk=Z. Phys. Chem. |Band=1U |Nummer=1 |Datum=1887 |DOI=10.1515/zpch-1887-0131 |Seiten=259-272}}</ref> zwischen 1884 und 1888 formuliert:
:„Übt man auf ein chemisches System im [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewicht]] einen Zwang aus, so reagiert es so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird.“
oder genauer gesagt:
:„Übt man auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, einen Zwang durch Änderung der äußeren Bedingungen aus, so stellt sich infolge dieser Störung des Gleichgewichts ein neues Gleichgewicht, dem Zwang ausweichend, ein.“

Das Prinzip ist somit sehr allgemein gefasst, sodass es keine quantitativen Aussagen zulässt. Trotzdem findet es häufig Anwendung, da eine qualitative Vorhersage in vielen Bereichen für erste Schritte ausreichend ist. Des Weiteren ist es sehr leicht anwendbar.

Beispiele:

Wird einem Stoff Wärme zugeführt, weicht das System dem „Zwang“ der Temperaturerhöhung aus, indem [[Endotherme Reaktion|endotherme]] (also Wärme verbrauchende) Prozesse stattfinden und [[exotherm]]e Prozesse unterdrückt werden. Hier wird der Begriff „Zwang“ als ein Eingriff in ein System definiert, mit dem beispielsweise eine Änderung von Temperatur, Druck oder [[Stoffmengenkonzentration]] bewirkt werden soll.

* Erhöht man die Temperatur, wird eine exotherme Reaktion zurückgedrängt und eine endotherme befördert (und umgekehrt, wenn man die Temperatur verringert).
* Erhöht man den Druck, weicht das System so aus, dass die volumenverkleinernde Reaktion gefördert wird, und umgekehrt.
* Ändert man die Konzentration, z. B. indem man ein Produkt aus dem Ansatz entfernt, so reagiert das Gleichgewichtssystem, indem dieses Produkt nachproduziert wird.

Die Richtigkeit dieses Konzepts kann sowohl [[Empirie|empirisch]], also im Experiment, als auch durch Berechnungen von Temperatur-, Druck- und Konzentrationsabhängigkeit der [[Gibbs-Energie|freien Reaktionsenthalpie]] bestätigt werden.

Siehe auch:[[Massenwirkungsgesetz]]

== Temperaturänderung ==
{{Hauptartikel|Van-’t-Hoff-Gleichung}}

Wärmezufuhr und Wärmeentzug bewirken eine Gleichgewichtsverschiebung, d. h. die Einstellung eines neuen Gleichgewichts mit veränderten Konzentrationen. Wärmeentzug begünstigt die Wärme liefernde [[Exotherme Reaktion|(exotherme) Reaktion]], Wärmezufuhr die Wärme verbrauchende [[Endotherme Reaktion|(endotherme) Reaktion]]. Dadurch fällt die Temperaturänderung des Systems geringer aus als ohne Gleichgewichtsverschiebung.

Eine Temperaturänderung führt immer zu einer Änderung der Gleichgewichtskonzentrationen. Welche Konzentration dabei zunimmt bzw. abnimmt, hängt davon ab, ob die Bildung der Produkte exotherm oder endotherm ist<ref>Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, Johannes Beck: ''Chemie: Das Basiswissen der Chemie.'' Stuttgart 2015, ISBN 978-3-13-484312-5, S. 276.</ref>:

{| class="wikitable"
|Störung
|Art der Reaktion
|Zunahme der
|-
|rowspan="2"|Temperaturerhöhung
|exotherm
|[[Edukt]]e
|-
|endotherm
|[[Produkt (Chemie)|Produkte]]
|-
|rowspan="2"|Temperaturerniedrigung
|exotherm
|Produkte
|-
|endotherm
|Edukte
|}

Als Beispiel kann das Gasgemisch aus dem Gleichgewicht zwischen dem braunen [[Stickstoffdioxid]] und dem farblosen [[Distickstofftetroxid]] dienen:
:<chem>2 NO2 -> N2O4</chem>

Die [[Enthalpie]] der [[Hinreaktion]] beträgt <math>\Delta \overrightarrow H = -58 \rm\tfrac{kJ}{mol}</math>, d. h. es handelt sich um eine exotherme Reaktion, da Energie frei wird. Die Rückreaktion ist endotherm: <math>\Delta \overleftarrow H = +58 \rm\tfrac{kJ}{mol}</math>.

Erhöht man nun die [[Temperatur]] bei konstantem Volumen, wird die Reaktion in die entgegengesetzte, also in die endotherme Richtung ablaufen, womit sich das Gleichgewicht nach links verschiebt, das Gasgemisch wird dunkler. Temperatursenkung bewirkt die exotherme Reaktion, wodurch sich das Gleichgewicht nach rechts verschiebt und das Gasgemisch sich aufhellt.

== Volumen- oder Druckänderung ==
Das chemische Gleichgewicht von Reaktionen, an denen keine Gase beteiligt sind, wird kaum durch eine von außen bewirkte Volumenänderung beeinflusst. Sind hingegen gasförmige Stoffe beteiligt, wird das Gleichgewicht nur dann beeinflusst, wenn sich die [[Teilchenzahl]] in der Gasphase durch die Gleichgewichtsverschiebung ändert.

Eine Druckänderung wirkt sich nur in einem [[Geschlossenes System (Thermodynamik)|geschlossenen System]] auf das Gleichgewicht aus. Je nach Reaktionsbedingung kann man eine Druckänderung oder eine Volumenänderung feststellen: Das System verringert den durch eine Volumenverkleinerung erzeugten Druck, indem es zugunsten der Seite abläuft, die die geringere Teilchenzahl aufweist und somit das kleinere Volumen benötigt. Dadurch fällt die Druckerhöhung weniger stark aus als wenn die Gase zu keiner Reaktion fähig wären. Entsprechend verschiebt eine Volumenvergrößerung das Gleichgewicht in Richtung größerer Teilchenzahlen.

Die Lage des Gleichgewichts kann durch eine Druckerhöhung von außen beeinflusst werden:
* bei konstantem [[Reaktionsvolumen]] durch weitere Zufuhr von Edukten/Produkten
* bei veränderlichem Reaktionsvolumen durch [[Kompressor|Kompression]].

Findet die Reaktion in einem [[Offenes System (Thermodynamik)|offenen System]] statt, kann das bei der Reaktion entstehende Gas ständig entweichen. Dadurch wird ständig neues Gas produziert, das wiederum entweicht. Diese Störung des Gleichgewichts führt dazu, dass es sich nicht einstellen kann: die Reaktion verläuft vollständig zur Produktseite.

Eine bekannte Reaktion ist die Herstellung von [[Ammoniak]] im [[Haber-Bosch-Verfahren]] aus [[Stickstoff]] und [[Wasserstoff]]<ref>{{Literatur |Autor=Wiberg, Egon., Wiberg, Nils, |Titel=Lehrbuch der anorganischen Chemie |Auflage=102., stark umgearbeitete und verbesserte |Verlag=De Gruyter |Ort=Berlin |Datum=2007 |ISBN=978-3-11-017770-1}}</ref>:

:<chem>N2 + 3 H2 <=> 2 NH3</chem>

Es entstehen also aus 4 Gasmolekülen auf der Eduktseite links, 2 Gasmoleküle auf der Produktseite rechts. Wird nun der Druck erhöht, weicht das System auf die volumenverkleinernde Seite – also diejenige mit weniger [[Molekül]]en – aus. Somit lässt sich durch Druckerhöhung die Bildung von Ammoniak begünstigen.

Das gleiche Prinzip lässt sich auch auf das Stickstoffdioxid-Distickstofftetroxid-Gleichgewicht übertragen.

== Stoffmengenänderung ==
Durch Zufuhr bzw. Wegnahme ''eines'' Reaktionspartners wird das Gleichgewicht gestört, die Reaktion läuft folglich, bis das Gleichgewicht wieder erreicht ist, vermehrt in eine Richtung. Verändert man die Konzentration von einem der am Gleichgewicht beteiligten Stoffe, ändern sich dadurch auch die Konzentrationen aller anderen Partner. Soll eine Gleichgewichtsreaktion vollständig zugunsten eines Produkts ablaufen, genügt es, eines der Edukte aus dem Reaktionsgemisch zu vervielfachen oder eines der Produkte aus dem Reaktionsgemisch zu entfernen. Die Rückreaktion wird dadurch solange unterbunden, bis das ursprüngliche Gleichgewicht wiederhergestellt ist.

Da das Gleichgewicht nur von der [[Temperatur]] und gegebenenfalls vom [[Druck (Physik)|Druck]] abhängt, erfolgt die Reaktion nach der Veränderung der Konzentration so, dass das ursprüngliche Gleichgewicht wiederhergestellt wird. Für eine Gleichgewichtsreaktion:

:<chem>a A + b B <=> c C + d D</chem>

mit

:<math>K_{C}=\frac{k_\mathrm{hin}}{k_\mathrm{r\ddot uck}}=\frac{c^c(\text{C})\cdot c^d(\text{D})}{c^a(\text{A})\cdot c^b(\text{B})}</math>

lassen sich dabei folgende Fälle unterscheiden:
{| class="wikitable"
|Änderung
|Wirkung
|-
|Zugabe von A bzw. B
|Zunahme der Produkte
|-
|Zugabe von C bzw. D
|Zunahme der Edukte
|-
|Entzug von A bzw. B
|Abnahme der Produkte
|-
|Entzug von C bzw. D
|Abnahme der Edukte
|}

Eine Änderung der Reaktionsbedingungen Temperatur und Druck führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts und somit zu einer Änderung der Gleichgewichtskonzentrationen.

Der Einfluss von Änderungen der Stoffmenge auf die Lage eines Gleichgewichts lässt sich an der [[Veresterung]] von [[Carbonsäure]]n bzw. der [[Hydrolyse]] von [[Carbonsäureester]]n verdeutlichen.

:<chem>R-COOH + R'-OH <=> R-COO-R' + H2O </chem>

Wenn eine [[Carbonsäure]] in einem [[Alkohole|Alkohol]] gelöst wird, befindet sich das System zunächst nicht im Gleichgewicht. Hat sich das Gleichgewicht eingestellt (z. B. nach Zugabe eines [[Katalysator]]s oder nach – sehr langem – Warten) so hat sich die Menge des Alkohols auf Grund des großen Überschusses kaum verändert; es hat sich der [[Ester]] und eine entsprechende Menge [[Wasser]] gebildet und es ist eine sehr kleine Menge Carbonsäure übrig. Entzieht man zusätzlich dem Gleichgewicht durch Abdestillation beispielsweise den Ester, so wird aufgrund des [[Massenwirkungsgesetz]]es der Ester nachgebildet. Die Zugabe von [[Schwefelsäure]] als Katalysator kann durch Bindung des entstehenden Wassers ebenfalls das Gleichgewicht beeinflussen. Man kann also auf diese Weise die Ausbeute an Ester bezogen auf die Carbonsäure sehr gut optimieren.

Andererseits bewirkt eine Zugabe von Wasser zum Reaktionsgemisch eine Störung des Gleichgewichtes, sodass die Esterspaltung ([[Hydrolyse]]) bevorzugt abläuft.

Das bedeutet, dass man durch Zugabe einer Komponente im Überschuss (Alkohol bzw. Wasser) steuern kann, welches Produkt (Ester oder Säure) im Gleichgewicht überwiegt.

Weitere Beispiele:
* [[Fällungsreaktion]]en
* [[Eisen#Eisennachweis mit Thiocyanaten|Eisenrhodanid-Reaktion]]
* [[Kalksättigung|Calcit-Sättigung (Früher: Kalk-Kohlensäure-Gleichgewicht)]]

== Einfluss von Licht ==
[[Datei:Fulgid.svg|mini|[[Photochromie]] der Fulgide]]
[[Datei:Spiropyran to Merocyanine.svg|mini|Lichtinduzierte Isomerisierung von Spiropyran ('''1''') zu Merocyanin ('''2''')]]

Ein photostationäres Gleichgewicht<ref>Simone Krees: ''Chemisches Gleichgewicht und photostationäres Gleichgewicht.'' Praxis der Naturwissenschaften Chemie, 2/61, Aulis Verlag, März 2012, S. 18–24.</ref> ist ein Zustand, der durch Lichteinstrahlung im sichtbaren oder ultravioletten Bereich erzeugt wird. Beispiele hierfür sind [[Photochromie|photochrome Gleichgewichte]] mit bestimmten Farbstoffen. Je nach Lichteinstrahlung ändert sich der Gleichgewichtszustand und damit die Farbe. Die Rückreaktion kann entweder durch Licht- oder Wärmeabgabe erfolgen. Bestrahlt man z. B. farbloses [[Spiropyran]] mit UV-Licht, so tritt unter Bildung von [[Merocyanin]], eine [[Isomerie|isomere]] Verbindung des Spiropyrans, eine intensive Blaufärbung auf. In diesem Fall spricht man auch von einem Isomeren-Gleichgewicht. Die Gleichgewichtseinstellung ist in der Regel auch von der Wellenlänge des Lichtes abhängig. So färbt sich das orange Triphenyl-Fulgid bei Bestrahlung mit kurzwelligem Licht bläulich, bei Bestrahlung mit rotem Licht stellt sich wieder die ursprüngliche Farbe ein.

== Haber-Bosch-Verfahren ==
Ein industriell bedeutsames Beispiel für den Einfluss äußerer Bedingungen auf einen Produktionsprozess ist das [[Haber-Bosch-Verfahren]], bei dem [[Ammoniak]] aus elementarem [[Wasserstoff]] und [[Stickstoff]] gewonnen wird. Aufgrund der Verringerung der [[Stoffmengenanteil|Stoffmenge]] gasförmiger Teilchen bei der Hinreaktion steigt die Ausbeute mit erhöhtem Druck. Wegen der hohen [[Aktivierungsenergie]] ist zwar eine hohe Temperatur erforderlich, diese verschiebt das Gleichgewicht aufgrund der [[Exotherme Reaktion|Exothermie]] der Reaktion jedoch in Richtung der Edukte. Für eine optimale Ausbeute muss daher eine Kombination aus hohem Druck und moderater Temperatur gewählt werden. Industriell erfolgt die Reaktion bei etwa 250–350 bar und 400–500 °C sowie der Anwesenheit eines geeigneten [[Katalysator]]s.<ref>{{Literatur |Autor=Michael Binnewies, Maik Finze, Manfred Jäckel, Peer Schmidt, Helge Willner, Geoffrey Rayner-Canham |Titel=Allgemeine und Anorganische Chemie |Auflage=3. Aufl. 2016 |Verlag=Springer Berlin Heidelberg |Ort=Berlin, Heidelberg |Datum=2016 |ISBN=978-3-662-45066-6 |Seiten=560 |Abruf=2025-09-08}}</ref> Durch kontinuierlichen Entzug des gebildeten Ammoniaks wird die Ausbeute zusätzlich erhöht.

== Weblinks ==
* [https://www.chemieunterricht.de/dc2/mwg/g-lechat.htm Nähere Informationen und Beispiele] (Prof. Blumes Bildungsserver für Chemie)
* {{TIBAV |15668 |Linktext=Prinzip von LE CHATELIER BRAUN – Wie lassen sich Gleichgewichte verschieben? |Herausgeber=Lauth |Jahr=2013 |DOI=10.5446/15668}}

== Einzelnachweise ==
<references />

[[Kategorie:Thermodynamik]]

Prinzip vom kleinsten Zwang - Versionsgeschichte

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