Störung des chemischen Gleichgewichts

Das Massenwirkungsgesetz definiert das chemische Gleichgewicht für chemische Reaktionen. Was aber passiert, wenn das Gleichgewicht gestört wird?

Prinzip vom kleinsten Zwang

Das Prinzip von Le Chatelier, auch Prinzip vom kleinsten Zwang genannt, wurde von Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun formuliert:

„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.“

Beispiele hierfür sind:

Dem Zwang Temperaturerhöhung beziehungsweise -erniedrigung wird mit Wärmeverbrauch beziehungsweise -erzeugung ausgewichen.
Wird für eine Mischung aus Flüssigkeit und Gas der Druck erhöht, so geht ein Teil des Gases in die flüssige Phase über.
Änderst du die Konzentration, zum Beispiel, indem du ein Produkt aus dem Ansatz entfernst, so reagiert das Gleichgewichtssystem, indem dieses Produkt nachproduziert wird.

"Zwänge" sind in diesem Sinne Änderungen von Temperatur, Druck oder Stoffmengenkonzentration.

Veränderung des Drucks

Wird Kohlenstoffdioxid in Wasser gelöst, bildet sich Kohlensäure:

$CO_2 + H_2O \leftrightharpoons H_2CO_3$

In einer ungeöffneten Sprudelflasche liegt ein Gleichgewicht zwischen dem im Wasser gelösten CO₂ und dem CO₂ in der Gasphase darüber. Beim Ausgiessen des Wassers gelangt Luft in die Flasche. Sie enthält fast kein Kohlenstoffdioxid, der sogenannte Partialdruck von CO₂ in der Gasphase sinkt dadurch. Damit liegt eine Störung des Gleichgewichts vor. Es gelangen weniger CO₂-Moleküle pro Zeitraum in die Lösung wie umgekehrt in die Gasphase. Folglich nimmt die Konzentration des Kohlenstoffdioxids im Mineralwasser ab und in der Gasphase zu. Das passiert so lange, bis das Gleichgewicht wieder erreicht ist. Hat die Gasphase ein grosses Volumen, dann bleibt nur noch wenig Kohlenstoffdioxid im Mineralwasser.

Veränderung der Stoffmenge

Der Einfluss von Änderungen der Stoffmenge auf die Lage eines Gleichgewichts lässt sich an der Veresterung von Carbonsäuren mit Alkoholen verdeutlichen:

$HCOOH + CH_3OH \leftrightharpoons HCOOCH_3 + H_2O$

Die Ameisensäure HCOOH reagiert mit Methanol CH₃OH zu Ameisenmethylester und Wasser.

Nach einer gewissen Zeit kommt die Reaktion zum Erliegen. Es bleibt jedoch ein Rest an Ameisensäure nicht umgesetzt. Willst du, dass auch dieser Rest zum Ester reagiert, kannst du zum Beispiel durch Zugabe von Schwefelsäure (Schwefelsäure bindet Wasser) oder durch Destillation Wasser aus dem Gleichgewicht entfernen. Hierdurch wird das Gleichgewicht in Richtung der Produkte verschoben.

Gibst du jedoch Wasser hinzu, werden Ameisensäuremethylester-Moleküle zurück zu Methanol und Ameisensäure unter Wasserverbrauch hydrolysiert.

Veränderung der Temperatur

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.

Störung	Art der Reaktion	Zunahme der
Temperaturerhöhung	exotherm	Edukte
Temperaturerhöhung	endotherm	Produkte
Temperaturerniedrigung	exotherm	Produkte
Temperaturerniedrigung	endotherm	Edukte

Als Beispiel kann das Gleichgewicht zwischen dem braunen Stickstoffdioxid und dem farblosen Distickstofftetroxid dienen:

$2 NO_2 \leftrightharpoons N_2O_4$

Die Enthalpie der Hinreaktion ist negativ. Also handelt es sich um einer exotherme Reaktion, da Energie frei wird. Die Rückreaktion ist also endotherm. Erhöhst du die Temperatur und hältst dabei das Volumen konstant (also ein geschlossenes Reaktionsgefäss, auch weil beide Gase sehr giftig sind), wird die Reaktion in die endotherme Richtung ablaufen. Das Gleichgewicht verschiebt sich also nach links und das Gasgemisch wird dunkler. Temperatursenkung bewirkt die exotherme Reaktion, wodurch sich das Gleichgewicht nach rechts verschiebt und das Gasgemisch sich aufhellt.