Diskussion:Prinzip vom kleinsten Zwang

Name des Prinzips

Ich weiß, dass es oft "Prinzip von kleinsten Zwang" genannt wird. Aber wäre die Formulierung "Prinzip vom Zwang" nicht viel sinnvoller? Das System reagiert ja auf alle Zwänge und ich finde nirgendwo einen Bezug auf den Superlativ. "Prinzip vom Zwang" findet man übrigens auch oft. --84.138.37.10 21:40, 20. Okt. 2010 (CEST)

ich kenne es unter dem jetzigen Lemma. passt doch auch oder?

Dieser Abschnitt kann archiviert werden. biggerj1 (Diskussion) 16:53, 3. Apr. 2019 (CEST)

Ich plädiere für die Verwendung des Genitivs: "das Prinzip des kleinsten Zwangs".--Wikifuchs27 (Diskussion) 19:28, 10. Dez. 2020 (CET)

Ethanolverbrennung als Beispiel geeignet?

Verbrennung von Alkohol mag zwar witzig sein (auch wenn mans nicht nachmachen soll), allerdings ist es wohl als Beispiel für eine Gleichgewichtsreaktion denkbar ungeeignet O.O Ich bin nur Schüler, somit sind die Chemiker gefragt *G*

MfG Warui (warui_at_warui.de)

Eine Verbrennungsreaktion als Beispiel für eine Gleichgewichtsreaktion ist Humbug. Da verschiebt sich kein Gleichgewicht, weil die Reaktion eh irreversibel ist, d.h. vollständig abläuft. Die Sache mit der exothermen und endothermen Reaktion ist auch nicht richtig. Temperaturerhöhung fördert die endotherme Reaktion und drängt die exotherme zurück nicht umgekehrt. Das mit der Volumenänderung; naja. Das klassische herangehen an die Sache ist eine Gasreaktion nach der Form A+B->C. Durch Druckerhöhung weicht das System zu dem kleineren Volumen aus (ein Gasteilchen C gegenüber 2 Gasteilchen A und B) und das Gleichgewicht wird auf die Produktseite verschoben. Das Beispiel mit den Ozeanen ist gänzlich ungeeignet an dieser Stelle. Hier spielen chemische und physikalische Absorptionsvorgänge von CO2 in Wasser eine Rolle, Diffusionskoeffizienten etc. aber Le Chatelier läßt sich daran nicht wirklich veranschaulichen. Ich hab einfach mal die Grundsätze stehen lassen und den Rest gelöscht, weil da wirklich grobe inhaltliche Fehler bei allen 3 Beispielen drin sind und es für jemanden, der sich nicht wirklich auskennt irreführend ist. das müßte dringend mal überarbeitet werden. Bis dahin kann man getrost den Link empfehlen, der sehr gut dieses Thema erklärt.

Hallo Unbekannter ... wenn jemand was falsches wieder einfügt, sollte man denjenigen direkt ansprechen. Das ist natürlich "seriöser", wenn man angemeldet ist und so die Möglichkeit gibt, über Unklarkeiten zu diskutieren. Allerdings hast du bei deinen Aussagen recht. Ich werde deshalb denjenigen ansprechen, der den Text wieder eingefügt hat. Beispiele an sich sind wichtig, am besten leicht verständlich. Was bei den Beispielen ganz gut wäre, weil es Stoffe sind, mit denen jeder was anfangen kann. Hast du andere verständliche Beispiele?--Birgit 15:47, 29. Sep 2005 (CEST)

Hallo auch. Ich bin deshalb nicht angemeldet, weil ich eigentlich von Internet-Seiten schreiben keine Ahnung habe. Ich bin nur zufällig über den Artikel gestolpert und habe mich gewundert, weil ich wikipedia eigentlich als ziemlich gutes und fehlerfreies Lexikon kennengelernt habe. Ich bin leider auch nicht gut im einfachen Erklären von komplizierten Zusammenhängen, aber ich habe mal versucht passende Beispiele aufzuschreiben. Leider habe ich überhaupt keine Ahnung, wie ich den Text richtig formartieren kann. Das müßte dann nochmal jemand machen der sich auskennt (Begriffe verlinken, z.B. Ammoniak, Wasserstoff, Sauerstoff, Haber-Bosch-Verfahren etc. und sinvolle Absätze in den Text einfügen).

Beispiele

Die Beispiele finde ich immer noch nicht besonders gut:

• die Knallgasreaktion (wie jede Verbrennung) ist ein denkbar schlechtes Beispiel für eine Gleichgewichtsreaktion, weil das "Gleichgewicht" vollständig auf Seite des Produkts liegt (irgendjemand mit viel Zeit und einem Tabellenwert für die Reaktionsentalphie kann ja mal ausrechnen, wie viele Moleküle H₂ und O₂ in einem Eimer Wasser aufgrund der "Rückreaktion" H₂O --> H₂ + O₂ rumschwimmen). Es ist eine sehr, sehr große Temperaturerhöhung nötig, um die Knallgasreaktion messbar umzukehren, d.h. das Gleichgewicht zu verschieben. Ein besseres Beispiel wäre auch hier die Ammoniaksynthese. Das ist auch eine exotherme Reaktion. Je höher die Temperatur, desto weiter liegt das Gleichgewicht auf der Seite von Wasserstoff und Stickstoff.
• das Beispiel mit dem Wasserglas versteh' ich einfach nicht. Ich glaube da liegt einfach kein Gleichgewicht vor. Ausserdem fließt das Wasser aus der Leitung unabhängig, ob ich ein Loch im Glas habe oder nicht. Vielleicht wäre ein Heißwasserboiler ein besseres Beispiel? Ein auf jeden Fall zutreffendes, aber wahrscheinlich recht unanschauliches, Beipiel aus der Chemie sind Löslichkeits-Gleichgewichte: wenn man z.B. zu einer gesättigten Lösung von Natriumsulfat Sulfat-Ionen (Schwefelsäure!) zufügt, fällt weiteres Natriumsulfat aus. Warum? Die Sulfatkonzentration wird erhöht, das Gleichgewicht weicht aus, indem NaSO₄ ausfällt, das verringert die Sulfat- und die Natriumkonzentration in der Lösung.

--TzCalle 07:42, 19. Feb 2006 (CET)

Ein gutes Beispiel für eine Gleichgewichtsreaktion ist meines Erachtens die Reaktion von Essigsäure und Ethanol zu Ethylacetat (Nagellackentferner) und Wasser. Ich habe mal gelernt, dass die Gleichgewichtskonstante hier bei etwa 4 liegt, was weder zu stark auf der Produktseite noch auf der Eduktseite liegt. Durch die Beeinflussung der Reaktionsbedingungen (hauptsächlich stoff- und temperaturseitig) lässt sich hier also einiges erreichen. Für Gleichgewichtsreaktionen in der Gasphase eignen sich die Ammoniak-Synthese nach Haber-Bosch (schon genannt), das Boudouard-Gleichgewicht (CO/CO2) im Hochofenprozess (übrigens endotherm) oder auch die Wassergas-Shift-Reaktion (exotherm) zur Erhöhrung der Ausbeute von Wasserstoff im Steamreforming-Prozess. --175.156.150.51 04:13, 11. Feb. 2023 (CET)

Konzentrationsänderung

Ein Problem, das mich seit jeher plagt und dessen ich hier das richtige Forum gefunden zu haben glaube: Ich habe folgendes gelernt und meine Chemielehrerin, die ich für ihre pedantische Präzision sehr schätze, hat entgegen der Literatur, die sie zu widerlegen schien, mit voller Überzeugung folgendes gepredigt: Konzentrationsänderung führe zwar zu einer kurzzeitigen Störung des Gleichgewichts, danach stelle sich das Gleichgewicht aber wieder ein, wobei die Lage des Gleichgewichts die selbe sei, wie vor der Störung, es also keine Verschiebung des Ggs. gäbe und die Gleichgewichtskonstante K anschließend wieder ihren ursprünglichen Wert annehme. So nehme die Konzentrationsänderung, gegenüber dem Druck und der Temperatur eine Sonderstellung ein. Wenn jemand diese Ausführungen, die meiner Meinung nach fundiert und belegt sind, bestätigen kann, müßte über eine Änderung in diesem Punkt nachgedacht werden. Darüber hinaus schließe ich mich meinem Vorschreiber an, dass das Beispiel mit dem Wasserhahn, bei allem Respekt für die Mühe des Autors, unverständlich und die Knallgasreaktion als Beispiel ungeeigenet ist und schlage hier hingegen das Gleichgewicht zwischen braunem (2)NO2 (g) und farblosem N2O4 (g)(von links nach rechts exotherm; delta rH:keine Ahnung!) als Beispiel vor, dass sowohl auf Druck-, als auch auf Temperaturerhöhung sehr empfindlich reagiert und dessen Verschiebung (in diesem Fall ist der Begriff zweifellos angebracht) duch die Farbänderung sichtbar wird.

Sehe Gerade, das das Les-Chateliersche Prinzip nochmal ausführlich im Artikel "Chemisches Gleichgewicht" erklärt wird, und mich zwar einerseits bestätigt, dass sich K bei Konzentrationsänderung nicht ändert, dennoch wird von Verschiebung gesprochen. Das irritiert mich. Schöne Grüße Marcel

@Marcel. Vielleicht kann ich die Verwirrung etwas lindern: Die Gleichgewichtskonstante ändert sich bei Konzentrationsänderungen nicht, sie ist eine charakteristische Größe jeder einzelnen Reaktion. Sinn und Zweck von K ist, im Massenwirkungsgesetz einen mathematischen Zusammenhang zwischen den Konzentrationen der Produkte und Edukte im Gleichgewicht herzustellen.

Was sich verschieben läßt (z.B. durch Zugabe eines Reaktanden) sind die Konzentrationen. Oft spricht man dann von "Verschiebung des Gleichgewichts", was zugegebenermaßen verwirrend ist.

Ein Beispiel: Nehmen wir eine Gleichgewichtsreaktion A + B --> C mit K = 1. Nehmen wir weiter an, daß sich in unserem Reaktiongefäß das Gleichgewicht eingestellt hat, und die Konzentration von A und B jeweils 1 (in beliebigen Einheiten) beträgt. Dann folgt daraus (Massenwirkungsgesetz), dass die Konzentration von C gleich 1 ist.

d.h. [A] = 1; [B] = 1; [C] = 1

Jetzt geben wir A zu, so daß die Konzentration (bevor sich das Gleichgewicht einstellt) verdoppelt wird. Nachdem sich das Gleichgewicht wieder eingestellt hat, betragen die Konzentrationen ungefähr:

[A] = 1,73; [B] = 0,73; [C] = 1,27

Das Gleichgewicht hat sich tatsächlich "verschoben", insofern, daß die Konzentrationen nicht mehr die Gleichen sind. Die Gleichgewichtskonstante hat sich natürlich nicht geändert.

Ein -von Marcel angesprochene- "Sonderstellung" von Konzentrationsänderungen gegenüber Druck- oder Temperaturänderungen besteht m.E. nicht. Vielmehr sind Druck- und Konzentrationsänderungen bei allgemeiner Betrachtung äquivalent, da der Druck (ideales Gasgesetz vorausgesetzt) bei Gasreaktionen durch die Konzentration ersetzt werden kann. --TzCalle 21:14, 25. Mär 2006 (CET)

- Na durch Druckänderung tritt aber eine Veränderung des Wertes von K ein. Druckveränderung und Temperaturveränderung bedingen somit eine Änderung der Verhältnisse der Produkte der Konzentrationen. Wie jedoch soll zu rechtfertigen sein, dass bei Änderung der Stoffmenge eine Verschiebung auftritt? Was bitte soll "Verschiebung" bedeuten, wenn nicht "Änderung der Gleichgewichtslage"? Wenn ich etwas verschiebe, so verlagere ich etwas, ich ändere die Proportionen, die Lage des Schwerpunkts - wie auch immer, jedenfalls: Bei Stoffmengenändeung tritt all dies nicht ein. Ich verstehe den Sachverhalt und auch dein Beispiel, auchwenn es mir etwas willkürlich erscheint. Es wiederspricht mir nicht. Im Falle von Druck- und Temperaturänderung gehorcht das Gleichgewicht strenggenommen dem Le-Chaltelierschen Prinzip, da es dem Zwang ausweicht: Indem es sich verschiebt, es "flieht". In diesen Fällen wird auch von einer "Verschiebung" gesprochen. Außerdem ist man sich darüber einig, dass die Lage das Gleichgewichts: sprich K, unabhängig ist von der Stoffmenge ist, nur deshalb kann man ja von einer Konstante sprechen. Die Änderung der Stoffmenge ist ein Eingriff, der mit der Änderung der Temperatur und des Drucks nichts gemein hat, da es zu keinerlei - bildlich gesprochen - Bewegung des Gleichgewichtes zur einen oder anderen Richtung gibt, was man ja unter "Verschiebung" verstehen sollte. In zwei Gleichgewichten unterschiedlicher Stoffmengen herrscht das selbe gleichgewicht. Die Lage beider Gleichgewichte ist identisch. Wie kann man dann davon reden, das eine sei gegenüber dem anderen "verschoben"? Natürlich ändern sich die Konzentrationen der Stoffe, doch ist dadurch niemanls eine Richtung der Reaktion begünstigt. Der Fall "Konzentartionsänderung" nimmt also sehr wohl eine Sonderstellung ein, da man eine Bedingung variert, von der das Gleichgewicht unabhängig ist. Der Satz von Advogadro besagt, die Anzahl der Gasmoleküle auf einem bestimmten Raum ist konstant, wenn ich mich nicht täusche. Dabei müßen aber im Gleichgewicht die Anzahl aller, sowohl rechtstehenden, wie auch linksstehenden Teilchen betrachtet werden, sodass sich die Konzentrtionsverhältnisse dieser Teilchen, bei Druckerhöhung zugunsten der volumenverkleinernden Teilreaktion verändert. Damit mag Anzahl an Teilchen A und B und C veilleicht ingesamt gleich bleiben, während sich die der Konzentation von C im verhälnis vergrößert (A,B und C sind Gase). Konzentration und Druck sind daher hier nicht äquivalent. mit herzlichen Grüßen Marcel. PS: Nachdem ich mehreremale Beispiele durchgerechnet habe und mir das Bespiel mit dem Ester zu Gemüte geführt habe, ist mir die Problematik jetzt vollkommen klar, es ist natürlich begriffliches Problem. Die "Verschiebung" die durch Konzentrationsänderung Hervorgerufen findet unter den rechtsstehenden oder linksstehenden Stoffen statt, während die eigentliche Lage des gleichgewichts, die durch K definiert ist, konstant bleibt. Doch bitte wie irreführend ist hier der Begriff "gleichgewichtsverschiebung"?

Ein rein semantisches Problem, aber Chemiker sind auch nur Menschen und sehr bequeme dazu. Fachsprachen (nicht nur das Fach-Chinesisch von Chemikern) neigen dazu komplexe Sachverhalte mit (evtl. unzulaessig) vereinfachenden Begriffen zu umschreiben. Genau das ist auch hier der Fall. Natürlich wird kein Gleichgewicht verschoben (wie auch immer das gehen soll), doch der Begriff ist nicht irreführender als die meisten andern Fachbegriffe. Der Hauptzweck ist, dass sich zwei "Experten" unterhalten können ohne geläufige Sachverhalte umständlich umschreiben zu muessen. Da bleibt die logische Reinheit der Sprache schon mal auf der Strecke.

Nachtrag zu der Druck-Konzentrations-Diskussion: Im letzten Beitrag war ich ein wenig schlampig in meiner Ausdrucksweise. Was Äquivalent ist, ist Konzentration und Partialdruck. Ist eigentlich trivial, da beide Größen durch einen Proportianalitätsfaktor verbunden sind:

Konzentration (nur für Gase) :  $c={\frac {n}{V}}={\frac {p_{\text{partial}}}{RT}}{\text{ wegen }}pV=nRT$

Was man auch sieht, wenn man's am Beispiel nachrechnet: die Einheiten in denen K angegeben ist und der Zahlenwert ändern sich evtl. wenn man Konzentrationen durch Partialdrücke ersetzt. Letztendlich aber trotzdem nur eine Einheiten-Umrechnung. --TzCalle 21:05, 12. Jan. 2007 (CET)

Felix, Max und die freiwerdende Energie

"[...]nachdem sie in den Archiven Aufzeichnungen von Felix und Max gelesen hatten:[...]" Wer sind denn bitte Felix und Max? Sollte es sich hierbei nicht um einen Jux handeln, so wäre eine Erläuterung angebracht.

"Die freiwerdende Energie beträgt drH0 = -571,6 kJ/mol[...]" Das erscheint mir ein wenig widersinnig. Wird denn tatsächlich Energie frei, wenn der freigesetzte Energiebetrag negativ ist? Wäre es nicht besser, statt von "freiwerdender Energie" z.B. von "umgesetzter Energie" zu sprechen, oder hat die im Artikel verwendete Formulierung aus wissenschaftlicher Sicht ihre Richtigkeit?

Wer Felix und Max sind, weiß ich leider auch nicht, aber zumindest die zweite Frage glaube ich beantworten zu können. In thermodynamischen Systemen wird in aller Regel erst einmal angenommen, dass alles (Arbeit, Wärme etc) 'in das System hinein geht' und positiven Betrags ist, sprich: Man zeichnet Pfeile in das System hinein und bezeichnet diese mit den entsprechenden -positiven- Größen (analog zur Technischen Mechanik). Wenn sich aus der Rechnung dann ergibt, dass man bei einem der Faktoren quasi die Richtung falsch angenommen hat, weil Wärme oder Arbeit etc aus dem System austritt, kann man entweder den Richtungspfeil umdrehen (weniger üblich, weil unübersichtlich) oder man behält diesen bei und ändert den Betrag des zugeordneten Faktors entsprechend der Rechnung.

Das Minus bezieht sich also einfach darauf, dass Energie entgegen der ursprünglichen Pfeilrichtung transportiert wird und ist wissenschaftlich absolut korrekt. (Siehe Thermodynamik, ohne Beispielzeichnung ist das vielleicht etwas schwer vorstellbar) -- Gruß, Ω² 10:37, 2. Nov. 2007 (CET)

  ::Also das kann ich so bestätigen, man geht immer von den Edukten aus, und diese verlieren Energie, die dann eben frei      
  wird, bei dem Minus heißt das dass diese Energie den Edukten entzogen wird

Beispiel: Zufuhr bzw. Entzug von Wärme - Fehler?

Hier wird von einer Verschiebung des Gleichgewichtes hin zum Produkt, sowohl bei exothermen Reaktionen, wie auch bei endothermen Reaktionen gesprochen. Bei Riedel "Anorganische Chemie" (6. Auflage) S. 275 (3.5.3. Verschiebung der Gleichgewichtslage, Prinzip von Le Chatelier) wird das anders beschrieben: "Allgemein gilt: Temperaturerhöhung führt bei exothermen chemischen Reaktionen zu einer Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung der Ausgangsstoffe (Edukte d.Ver.), bei endothermen Reaktionen in Richtung der Endprodukte (Produkte d.Ver.)." Das Lehrbuch dürfte wohl eher Recht haben. Der entsprechende Absatz sollte berichtigt werden!!!

• Wärmeverbrauch?? Müsste das nicht eher Wärmeübertragung heißen? -- Peter Pfi. (nicht signierter Beitrag von 88.74.182.196 (Diskussion) 19:14, 3. Apr. 2012 (CEST))

Habber Bosch Verfahren

Es wäre noch erwähneswert, dass ja genau weil die Hinreaktion exotherm ist und man eine bessere Ausbeute durch senken der Temperatur erreicht, man einen Katalysathor verwendet um die Aktivierungsenergie zu senken und die Reaktion somit schneller ablaufen lässt. (nicht signierter Beitrag von 84.57.133.102 (Diskussion) 23:31, 20. Jan. 2011 (CET))

Es ist zwar richtig, dass die Hinreaktion beim Haber-Bosch-Verfahren (Fritz Haber wurde nur mit einem "b" geschrieben) exotherm verläuft und damit niedrige Temperaturen die Ausbeute an Ammoniak erhöhen würden. Aber das chemische Gleichgewicht bzw. das Prinzip von Le Chatelier macht KEINE Aussage über die Reaktionsgeschwindigkeit oder die Besonderheiten der Reaktionskinetik. Rein theoretisch würde es bedeuten, dass die Ausbeute bei Umgebungstemperatur wahnsinnig hoch wäre. Das Dumme ist dabei nur, dass die Reaktionsgeschwindigkeit bei Umgebungsbedingungen praktisch bei null liegt, was auch mit der hohen Aktivierungsenergie für die Ammoniaksynthese zusammenhängt. Darüber hinaus hat der verwendete Katalysator keinen Einfluss auf das chemische Gleichgewicht und er erhöht auch die Reaktionsgeschwindigkeit nicht. Ein Katalysator setzt im einfachsten Fall lediglich die Aktivierungsenergie herab (der Energieverlauf katalytischer Prozesse ist häufig wesentlich komplizierter), sodass die Reaktion bei geringeren Temperaturen ablaufen kann. --175.156.150.51 04:13, 11. Feb. 2023 (CET)

Temperaturänderung

Frage an die Chemiker: Ist es tatsächlich so, dass bei einer Temperaturerhöhung das Gleichgewicht zur endothermen Reaktionen verschoben wird? MMn müsste es lt. Thermodynamik eher von $\Delta S$ abhängen. Eine Temperaturerhöhung führt dann bei $\Delta S<0$ dazu, dass sich das Gleichgewicht in Richtung der Edukte verschiebt. Siehe z.B. in http://www.chem.uzh.ch/teaching/documents/year2/che211/Kapitel3_000.pdf S. 67. Das Ammoniakbeispiel kann ja trotzdem richtig sein. Oder sehe ich hier irgendwas falsch?--DerPionier 15:01, 20. Feb. 2014 (CET)