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Prinzip vom kleinsten Zwang

Temperaturabhängigkeit

Die Gleichgewichtskonstante hängt nicht von den Konzentrationen, wohl aber von der Temperatur ab. Die Temperaturabhängigkeit der Gleichgewichtskonstanten wird beschrieben durch die aus thermodynamischen Gesetzmäßigkeiten abgeleitete Van‘t Hoffsche Reaktionsisobare:

d(lnK) dT = Δ H R 0 RT 2         Integration     ln K 2 K 1 = Δ H R 0 R ( 1 T 2 1 T 1 )

Man sieht, dass mit steigender Temperatur (dT>0) bei negativem ΔH auch d(lnK) negativ wird. Das heißt:

  • für exotherme Reaktionen verschiebt sich das Gleichgewicht bei Temperaturerhöhung nach links zu den Ausgangsstoffen.
  • Entsprechend gilt, dass sich das Gleichgewicht endothermer Reaktionen mit steigender Temperatur nach rechts zu den Produkten verschiebt.

Sowohl die Konzentrations-, als auch die Druck- und Temperaturabhängigkeit von Gleichgewichten werden qualitativ gemeinsam durch das erwähnte Le Chateliersche Prinzip beschrieben. Besteht der Zwang zum Beispiel in der Erhöhung einer Konzentration, so reagiert das System hierauf mit dem Versuch, die erhöhte Konzentration zu senken. Erhöhung des Drucks in einem Gasgleichgewicht führt zu einem Ausweichen zum geringeren Volumen hin. Temperaturzufuhr führt zu endothermer Reaktion; das System versucht dann die zugeführte Wärme zu verbrauchen.

Das Prinzip von Le Chatelier mag für grundsätzliche, eher naturphilosophische Überlegungen von erheblicher Bedeutung sein. Für quantitative Überlegungen müssen das Massenwirkungsgesetz (bereits zwanzig Jahre früher formuliert) für die Beschreibung von Konzentrations- und Druckabhängigkeit sowie die Van‘t Hoffsche Reaktionsisobare für die Temperaturabhängigkeit verwendet werden. Das Prinzip besitzt für die praktische Anwendung eher den Nutzen einer Orientierungsregel.

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