chemisches Gleichgewicht???

Soweit ich weiß, hängt das praktisch nur von der Anzahl der gasförmigen Teilchen auf jeder Seite ab. Erhöhst du den Druck, so reagiert das ganze "dem Zwang entgegen", d.h. dorthin, wo weniger Druck zu finden ist, das ist auf der Seite mit weniger Teilchen. Vom Druck unabhängig ist es bei einem geshclossenen System (siehe unten) dann bei gleicher Anzahl gasförmiger Teilchen.

Genauer:

Wenn du also hast:

A + B <-> C+D+E

(Alles gasförmig), so verschiebt sich bei Druckerhöhung das Gleichgewicht nach links, da dort weniger Teilchen sind, und umgekehrt.

Fiese tricks können mit dem Koeffizienten gespielt werden:

3A <-> B+C

(Alles gasförmig

Hier sind links drei gasförmige Teilchen, rechts aber nur zwei, also führt eine Druckerhöhung zu einer Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts.

Aber immer dran denken, NUR auf die gasförmigen Teilchen achten!

3A (s) + 2B (l) + C (g) <-> 2D (l) + 2E(g)

Hier hast du zwar links sechs Teilchen, aber hier interessieren uns nur die gasförmigen, und da gibts nur eines. Rechts hingegen gibt es zwei gasförmige Teilchen, also wird das Gleichgewicht bei Druckerhöhung nach links verschoben.

Natürlich ist das hier (wie so oft) vereinfacht, so lernt man es wohl in der Schule :) - Und die "Reaktionen", die heir stehen, sind natürlich weit entfernt, realistisch zu sein.

(Das alles gilt nur in geschlossenen Systemen: Wenn die gasförmigen Teilchen "abhauen", können sie auch nicht mehr das Gleichgewicht beeinflussen)

Hallo, in der Natur verlaufen alle Prozesse in einer bestimmten Richtung und kommen irgendwann zum Stillstand. Das bestimmende Prinzip ist der Ausgleich aller Unterschiede in Temperatur und Konzentration der beteiligten Stoffe in einem geschlossenen System. Geschlossen heißt, dass alle Einwirkungen von außen ausgeschaltet sind. Das erreicht man durch thermische Isolierung, um den Wärmefluss nach außen zu unterbinden und durch Trennwände, die keinen Stoff hindurchlassen. Nach ausreichend langer Zeit stellen sich Werte für die Temperatur und die Konzentration ein, die sich nicht weiter verändern. Um sie zu ändern, bedarf es einer äußeren Einwirkung.

Ein Beispiel für diesen zum Verständnis des Gleichgewichtsbegriffes wichtigen Sachverhaltes:

Stelle Dir 2 Kammern vor, die durch eine Wand getrennt sind. Beide Kammern sind gut thermisch isoliert und die Kammerwände sind undurchdringlich für Gase.

In der einen Kammer befindet sich reiner Sauerstoff mit einer Temperatur von 100°C. In der anderen befindet sich reiner Stickstoff mit einer Temperatur von 50°C. Beide Kammern zusammen bilden ein abgeschlossenes System.

Nun wird die Trennwand herausgezogen. Nach hinreichend langer Zeit stellen wir fest, dass sich in beiden Kammern die gleiche Temperatur und die gleiche Konzentration von Sauerstoff und Sickstoff eingestellt haben, ohne das von außen Einflüsse wirksam waren. Eine Umkehrung des Ausgleichsprozesses ist ohne Eingriff von aussen niicht möglich. Wir sprechen auch von nicht umkehrbaren Prozessen (irreversible Prozesse ist das Fachwort dafür).

Das Experiment zeigt uns das Wesentliche des Gleichgewichtsbegriffes: Alle in der Natur von selbst verlaufenden Prozesse sind irreversibel und nur durch Aufwand rüchgängig zu machen. Das ist ein allgemeines Naturprinzip, gültig für alle abgeschlossenen Systeme.

Betrachten wir nun eine chemische Reaktion, z.B. die Reaktion zweier Gase. Als Beispiel nehmen wir die in den 20er Jahren des vorigen Jahrhunderts entwickelte Herstellung von Ammoniak NH3 aus Stickstoff N2 und Wasserstoff H2, das Haber-Bosch-Verfahren.

Die Bruttoreaktionsgleichung lautet

N2 + 3 H2 -------> 2NH3

Aber ist diese Reaktion auch möglich, verläuft sie von selbst? Wenn Du die Gase bei normalen Werten von 20C und 1 bar mischst, passiert nichts. Sie reagieren nicht miteinander. Erhöht man sowohl die Temperatur als auch den Druck, stellt man fest, dass sie zu reagieren beginnen. Haber und Bosch fanden nun heraus, dass bei einer Temperatur von 500°C und einem Druck von 450 bar optimale Bedingungen für die Bildung von Ammoniak vorliegen. Der Volumenanteil des Ammoniaks beträgt dabei etwa 18%.

Warum mussten die beiden Forscher den Druck so hoch wählen, damit die Reaktion mit guter Ammoniakausbeute verläuft?

Dazu müssen wir uns ein Naturprinzip klar machen, das Prinzip vom kleinsten Zwang. Was ist das?

Prinzip von Le Chatelier oder das Prinzip vom kleinsten Zwang wurde von Henry Le Chatelier und Ferdinand Braun zwischen 1884 und 1888 formuliert:

Übt man auf ein chemisches System im Gleichgewicht einen Zwang aus, so reagiert es, indem es den Zwang verkleinert.

"Zwänge" sind: Temperatur, Druck, Stoffkonzentration

Erhöht man die Temperatur, wird die wärmeliefernde Reaktion zurückgedrängt und umgekehrt.

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.

Unsere Reaktion hat auf der linken Seite 1 mol N2 und 3 mole H2, also 4 mole. Auf der rechten Seite haben wir 2 mole NH3. Das Reaktionsprodukt nimmt also nur den halben Raum ein im Vergleich zu den Ausgangsprodukten. Erhöhe ich den Druck, so versucht das geschlossenen Sytem dieser Druckerhöhung auszuweichen. Es bildet sich NH3, weil dadurch mole auf der linken Seite verschwinden und damit der Druck verringert wird.

Nach diesen grundlegenden Betrachtungen zum Gleichgewicht und dessen Druckabhängigkeit kann Deine Frage sehr einfach beantwortet werden.

Es gilt: Wenn bei einer chemischen Reaktion auf der linken Seite mehr mole stehen als auf der rechten Seite, wird bei Druckerhöhung das Gleichgewicht zum Reaktionsprodukt verschoben. Druckunabhängig ist die Reaktion dann, wenn

gleiche Anzahl von molen auf beiden Seiten stehen. Ein Beispiel dafür wäre die Verbrennung von festem Kohlenstoff mit reinem Sauerstoff

C fest + O2--------> CO2

Links steht 1 mol O2, rechts 1 mol CO2. Also ist die reaktion druckunabhängig. C fest ist in der Gasphase nicht vorhanden!