Chemiewiki - Benutzerbeiträge [de]

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-20T21:24:51Z

Sfrei: /* Quellen */

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ OH-(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Die Konzentration rechts wird erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind deshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner, so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregatzustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.

Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''richtige Erklärung''' ist abhängig von der Volumenänderung. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage wurde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und da es viel schwerer ist als die Bestandteile der Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser kontinuierlich hinauf pumpt und die CO2-Blasen immer aufsteigen können. Da der Druck im Innern des Rohres gering ist, bilden sich sehr einfach Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung ausgeglichen werden.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)
[[image:Gleichgewicht.gif|thumb|right|Gleichgewichtverschiebung]]

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschoben wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

Hier findet man ein anschauliches Video: https://www.dropbox.com/s/wnbzzldf773bboi/Gleichgewicht_Eisenthiocyanat.mpg

==== Anwendung====
[[image:Spektrum.jpg|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, ist es gut für warme Glühbirnen geeignet. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome, die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie das möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)

Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts

Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, das noch vorhanden ist, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird wieder am Wolfram abgelagert. Trotz allem hält der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nicht konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

- PPP von Herr Deuber

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-20T21:24:38Z

Sfrei: /* Quellen */

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ OH-(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Die Konzentration rechts wird erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind deshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner, so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregatzustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.

Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''richtige Erklärung''' ist abhängig von der Volumenänderung. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage wurde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und da es viel schwerer ist als die Bestandteile der Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser kontinuierlich hinauf pumpt und die CO2-Blasen immer aufsteigen können. Da der Druck im Innern des Rohres gering ist, bilden sich sehr einfach Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung ausgeglichen werden.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)
[[image:Gleichgewicht.gif|thumb|right|Gleichgewichtverschiebung]]

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschoben wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

Hier findet man ein anschauliches Video: https://www.dropbox.com/s/wnbzzldf773bboi/Gleichgewicht_Eisenthiocyanat.mpg

==== Anwendung====
[[image:Spektrum.jpg|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, ist es gut für warme Glühbirnen geeignet. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome, die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie das möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)

Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts

Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, das noch vorhanden ist, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird wieder am Wolfram abgelagert. Trotz allem hält der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nicht konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012
- PPP von Herr Deuber

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-20T21:21:24Z

Sfrei: /* Anwendung Zahnschmelz */

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ OH-(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Die Konzentration rechts wird erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind deshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner, so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregatzustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.

Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''richtige Erklärung''' ist abhängig von der Volumenänderung. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage wurde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und da es viel schwerer ist als die Bestandteile der Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser kontinuierlich hinauf pumpt und die CO2-Blasen immer aufsteigen können. Da der Druck im Innern des Rohres gering ist, bilden sich sehr einfach Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung ausgeglichen werden.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)
[[image:Gleichgewicht.gif|thumb|right|Gleichgewichtverschiebung]]

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschoben wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

Hier findet man ein anschauliches Video: https://www.dropbox.com/s/wnbzzldf773bboi/Gleichgewicht_Eisenthiocyanat.mpg

==== Anwendung====
[[image:Spektrum.jpg|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, ist es gut für warme Glühbirnen geeignet. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome, die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie das möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)

Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts

Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, das noch vorhanden ist, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird wieder am Wolfram abgelagert. Trotz allem hält der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nicht konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-20T21:18:17Z

Sfrei: /* Experiment Temperaturabhängigkeit */

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Die Konzentration rechts wird erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind deshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner, so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregatzustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.

Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''richtige Erklärung''' ist abhängig von der Volumenänderung. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage wurde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und da es viel schwerer ist als die Bestandteile der Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser kontinuierlich hinauf pumpt und die CO2-Blasen immer aufsteigen können. Da der Druck im Innern des Rohres gering ist, bilden sich sehr einfach Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung ausgeglichen werden.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)
[[image:Gleichgewicht.gif|thumb|right|Gleichgewichtverschiebung]]

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschoben wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

Hier findet man ein anschauliches Video: https://www.dropbox.com/s/wnbzzldf773bboi/Gleichgewicht_Eisenthiocyanat.mpg

==== Anwendung====
[[image:Spektrum.jpg|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, ist es gut für warme Glühbirnen geeignet. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome, die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie das möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)

Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts

Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, das noch vorhanden ist, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird wieder am Wolfram abgelagert. Trotz allem hält der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nicht konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-20T21:16:46Z

Sfrei:

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Die Konzentration rechts wird erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind deshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner, so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregatzustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.

Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''richtige Erklärung''' ist abhängig von der Volumenänderung. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage wurde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und da es viel schwerer ist als die Bestandteile der Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser kontinuierlich hinauf pumpt und die CO2-Blasen immer aufsteigen können. Da der Druck im Innern des Rohres gering ist, bilden sich sehr einfach Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung ausgeglichen werden.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)
[[image:Gleichgewicht.gif|thumb|right|Gleichgewichtverschiebung]]

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschoben wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

==== Anwendung====
[[image:Spektrum.jpg|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, ist es gut für warme Glühbirnen geeignet. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome, die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie das möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)

Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts

Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, das noch vorhanden ist, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird wieder am Wolfram abgelagert. Trotz allem hält der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nicht konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Datei:Spektrum.jpg

2013-01-20T21:15:02Z

Sfrei:

Datei:Gleichgewicht.gif

2013-01-20T21:12:37Z

Sfrei:

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T21:17:47Z

Sfrei:

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Die Konzentration rechts wird erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind deshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner, so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregatzustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.

Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''richtige Erklärung''' ist abhängig von der Volumenänderung. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage wurde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und da es viel schwerer ist als die Bestandteile der Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser kontinuierlich hinauf pumpt und die CO2-Blasen immer aufsteigen können. Da der Druck im Innern des Rohres gering ist, bilden sich sehr einfach Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung ausgeglichen werden.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschoben wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

==== Anwendung====
[[image:Glühbirne.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, ist es gut für warme Glühbirnen geeignet. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome, die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie das möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)

Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts

Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, das noch vorhanden ist, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird wieder am Wolfram abgelagert. Trotz allem hält der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nicht konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T21:04:23Z

Sfrei: /* Süssgetränke */

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöht. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Es wird die Konzentration rechts erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind desshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregationszustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.
Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''Richtige Erklärung''' ist da anhand der Volumenabhängigkeit. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage würde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''Richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und weil es viel schwerer ist als die Bestandteile von Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war also die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser hinaufpumpt und die CO2-Blasen kontinuierlich aufsteigen. Da der Druck im innern des Rohres gering ist, bilden sie sehr einfach die Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nacht rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''Richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss ausgeglichen werden mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschiebt wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

==== Anwendung====
[[image:Glühbirne.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, eignet er sich gut, in warmen Glühbirnen zu benutzen. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie dass den möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)
Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts
Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, dass es noch hat, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird auch wider rückabgelagert am Wolfram.
Natürlich hält trotz allem der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nie ganz konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T20:32:06Z

Sfrei:

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöhen. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Es wird die Konzentration rechts erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind desshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregationszustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.
Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''Richtige Erklärung''' ist da anhand der Volumenabhängigkeit. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage würde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''Richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und weil es viel schwerer ist als die Bestandteile von Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war also die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser hinaufpumpt und die CO2-Blasen kontinuierlich aufsteigen. Da der Druck im innern des Rohres gering ist, bilden sie sehr einfach die Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nacht rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''Richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss ausgeglichen werden mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschiebt wird. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die korrekte Begründung liegt aber bei der Entropie.

==== Anwendung====
[[image:Glühbirne.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, eignet er sich gut, in warmen Glühbirnen zu benutzen. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie dass den möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)
Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts
Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, dass es noch hat, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird auch wider rückabgelagert am Wolfram.
Natürlich hält trotz allem der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nie ganz konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

== Quellen==

- eigene Notizen aus dem Chemieunterricht 2012

'''Bilder:'''

- Wirkung von pH-neutralen Kaugummis: http://www.rundum-zahngesund.de

- Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun: http://m.uni-koblenz-landau.de

- Lichtspektrum einer Glühbirne: PPP von Roger Deuber

- Vergleich Glühbirne und Halogenlampe: http://www.gewinde-norm.de/bilder/gluehbirne.gif & http://www.planet-schule.de/warum_chemie/halogen/themenseiten/t5/images_content/schemahalogenlampe.jpg

- Lichtspektrum einer Sparlampe: http://www.narva-bel.de/de/Produkte/Energiesparlampen_1176.html

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T20:23:49Z

Sfrei: /* Anwendung */

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöhen. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Es wird die Konzentration rechts erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind desshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregationszustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.
Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''Richtige Erklärung''' ist da anhand der Volumenabhängigkeit. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage würde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''Richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und weil es viel schwerer ist als die Bestandteile von Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war also die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser hinaufpumpt und die CO2-Blasen kontinuierlich aufsteigen. Da der Druck im innern des Rohres gering ist, bilden sie sehr einfach die Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nacht rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''Richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss ausgeglichen werden mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Châtelier –Prinzip besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschiebt. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die Begründung liegt aber bei der Entropie.

==== Anwendung====
[[image:Glühbirne.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, eignet er sich gut, in warmen Glühbirnen zu benutzen. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Lampe.jpg|thumb|right|Vergleich Glühbirne und Halogenlampe]]

Die Halogenlampen sind meist kleiner und haben eine noch höhere Temperatur. Da fragt man sich, wie dass den möglich ist? Warum geht der Wolfram (W) nicht noch schneller kaputt?
Die Temperatur in der Mitte ist viel grösser als die Temperatur am Glas. (Tinnen>>TGlas)
Den entscheidenden Vorteil der Halogenlampe ist, dass sie mit Iod gefüllt ist:

'''W (s) ⇌W (g) '''

'''W (g)+ 3I2 ⇌ WI6(g)'''

Gleichgewicht bei hohen Temperaturen: links (Entrophie gross)
Gleichgewicht bei tiefen Temperaturen: rechts
Das Ablagerungsproblem kann dadurch vermindert werden. Wolfram verbindet sich bei hohen Temperaturen mit Iod. Der Schmelzpunkt WI6(g) ist sehr hoch und es lagert sich nicht ab. Wird die Lampe nun ausgeschaltet, geht das gasförmige Wolfram, dass es noch hat, in den soliden Zustand hinüber. Dadurch sinkt die gasförmige Konzentration und WI6(g) spaltet sich wieder und wird auch wider rückabgelagert am Wolfram.
Natürlich hält trotz allem der Wolfram nicht ewig. Durch z.B. Temperaturschwankungen ist die Ablagerung nie ganz konstant.

Die Sparlampe funktioniert nach einem ganz anderen Prinzip. Ihr Spektrum unterschiedet sich massiv von demjenigen der Glühbirne, bzw. Halogenlampe.
[[image:Sparlampe.png|thumb|right|Lichtspektrum einer Sparlampe]]

Datei:Sparlampe.png

2013-01-18T20:21:27Z

Sfrei:

Datei:Lampe.jpg

2013-01-18T20:07:56Z

Sfrei:

Datei:Glühbirne.png

2013-01-18T19:59:19Z

Sfrei:

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T19:58:34Z

Sfrei:

Das Prinzip von Le Châtelier ist zwar nicht korrekt, liefert aber ein richtiges Resultat. Das ist sehr praktisch, wenn es darum geht, die Auswirkung vorherzusagen.

==Einleitung==
Wird ein chemisches Gleichgewicht gestört, dann läuft diejenige Reaktion beschleunigt ab, die diese
Störung wieder rückgängig macht. Le Châtelier argumentiert mit einem Zwang als Grund für das Ausgleichen des Gleichgewichts, deswegen auch das „Prinzip vom kleinsten
Zwang“. Der „Zwang“, der dem Gleichgewicht durch die Störung auferlegt wird, wird durch die beschleunigte Reaktion kompensiert.

==Prinzip==

'''Ein chemisches System im Gleichgewicht versucht, äusseren Zwängen auszuweichen : Flucht vor dem Zwang'''

==Die 3 "Zwänge"==
===Konzentration===
Nach Le Châtelier wird beim Zwang der Erniedrigung der Konzentration einer Seite des Gleichgewichts mit der Flucht zum Erniedrigen der Konzentration der anderen Seite das Gleichgewicht wieder hergestellt.

Beispiel:

A + B ⇌ C + D

Zwang: Zugabe von A - Flucht: [A] wird kleiner / Gleichgewicht geht nach rechts

'''Richtige Erklärung''' anhand der Gleichgewichtskonstante K vom [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts|Chemischen Gleichgewicht]] wonach sich die Hin-/Rückreaktionsgeschwindigkeit angleicht. Das Gleichgewicht verschiebt sich, bis das MWG (Massenwirkungsgesetz) wieder erfüllt ist.

====Anwendung Zahnschmelz====
Auflösen des Zahnschmelzs:

Ca5(PO4)3(OH)(s) ⇌ 5 Ca2+(aq)+ 3 PO3-(aq)+ C(aq)

links: Zahnschmelz - rechts: aufgelöster Zahnschmelz

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die OH- entfernt werden (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird (Flucht).

'''Richtige Erklärung''' : Die Zähne werden von einem Bakterienrasen angegriffen. Diese Bakterien leben von z.B. Zucker und wandeln diesen Zucker in Säure um. Der Zucker wird also von den Bakterien in Säure umgewandelt und es entstehet eine H-Abgabe.

Zucker + Bakterien = Säure + H+

Diese H+-Ionen reagieren sehr spontan mit OH- zu Wasser.

H++ OH- → H2O

Das Wasser ist weiter nicht schlimm für unsere Zähne, aber die OH--Ionen kommen von unserem aufgelösten Zahnschmelz. Somit sinkt die OH--Konzentration auf der rechten Seite, was zur Folge hat, das vermehrt Reaktionen von links nach rechts ablaufen – das heisst, das Gleichgewicht geht nach rechts und der Zahnschmelz löst sich auf!
Säure ist also für unsere Zähne schlecht. Das Gleiche passiert auch, wenn Magensäure hoch kommt (Magensäure-Reflux). Der Zahnschmelz löst sich also auf, wenn man zu viel Zucker und Säure zu sich nimmt.

=====Süssgetränke=====
Orangensaft enthaltet Ca2+-Ionen.

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die Konzentration von Ca2+ erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Die Konzentration rechts wird erhöhen. Somit wird die Rückreaktion zum Zahnschmelz schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Jedoch ist Orangensaft sauer! Frischer Orangensaft ist diesbezüglich noch viel schlimmer.
Was weniger bekannt ist, dass Coca Cola auch extrem sauer ist. Jedoch hat es eine „Schutzfunktion“, da Coca Cola Phosphorsäure enthält:

H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + '''PO4-3'''

Das Prinzip von Le Châtelier besagt, dass wenn die PO4-3-Konzentration erhöht wird, das Gleichgewicht nach links verschoben wird.

'''Richtige Erklärung''': Durch die Phosphorsäure (H3PO4) und Wasser entstehen also PO4-3-Ionen, die dem Zahnschmelzauflösen entgegenwirken. Es wird die Konzentration rechts erhöht und somit ist die Rückreaktion schneller und das Gleichgewicht verschiebt sich eher nach links.

====Schutz====
- Bakterien-Plaque entfernen durch Zähne putzen und Zahnseide

- Zucker und Säure vermeiden

- pH-neutrale Kaugummi (z.B. V6) [[image:Kaugummi.png|thumb|right|Wirkung von pH-neutralen Kaugummis]]

- Zahnpasta mit Fluor (F-) Das Fluor ersetzt die OH--Ionen, die sehr wasserlöslich sind. Fluor ist weniger wasserlöslich und die Säuren sind weniger schädlich

===Druck===
Gasförmige Teilchen brauchen bei normalen Bedingungen am meisten Platz und sind desshalb alleine für den Druck verantwortlich. Flüssige und feste Stoffe können vernachlässigt werden, da man sie fast nicht zusammendrücken kann.

Wird der Druck kleiner so muss nach Le Châtelier mit einem Druckausgleich das Gleichgewicht wieder hergestellt werden. Mit anderen Worten es werden die Aggregationszustände gewechselt. Meistens zu Gasen, da diese das grösste Volumen besitzen.
Beispiel:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

Zwang: Erhöhung des Drucks - Flucht: Druckerniedrigung / Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Die '''Richtige Erklärung''' ist da anhand der Volumenabhängigkeit. Wird wie im Beispiel der Druck erhöht, wird das Volumen verkleinert und somit gibt es mehr Zusammenstösse. Das Gleichgewicht verschiebt sich also von den vielen gasförmigen Teilchen (links) zu denn wenigen gasförmigen Teilchen (rechts).

==== Katastrophe====
[[image:LakeNyos.jpg|thumb|right|Schematische Darstellung Lake Nyos, Kamerun]]
Am 21. August 1986 ereignete sich in Kamerun, genauer gesagt in der Region des Kratersees Lake Nyos eine verblüffende Katastrophe. Über Nacht starben viele Menschen und Tiere. Die Lage würde demzufolge genau analysiert und heute hat man auch eine Erklärung, wie es zu diesem Unglück gekommen ist.
Es gab in dieser Nacht einen kühlen Wind vom Norden. Dieser kühlte die obersten Wasserschichten des Lake Nyos ab.

1. Abkühlung der oberen Wasserschichten

2. Das kalte Wasser sinkt ab. (Es ist schwerer geworden durch die Abkühlung.)

3. Umwälzung der Wasserschichten, warmes Wasser geht hoch. Das Tiefenwasser ist durch die vulkanische Aktivität mit CO2 gesättigt. Unten herrscht also eine Gleichgewicht von:

CO2(g) +H2O ⇌ H2CO3(aq) (Kohlensäure)

4. Das gesättigte CO2-Wasser, welches nach oben strömt, ist immer einem kleineren Druck ausgesetzt. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck nach oben abnimmt (Zwang), das Gleichgewicht nach rechts verschoben wird, sodass der Druck wieder zunimmt (Flucht).

Die '''Richtige Erklärung''' lautet: Da es auf der linken Seite mehr gasförmige Teilchen hat, spielt der Druck auf der linken Seite die entscheidende Rolle. Das vorherige Gleichgewicht wird nun nach links verschoben, da das CO2-Gas weniger „zusammengedrückt“ wird und somit weniger mit H2O reagiert.

5. Durch die Verschiebung des Gleichgewichtes nach links, entsteht immer mehr gasförmiges Kohlendioxid. Dieses steigt auf und gerät in die Luft. Und weil es viel schwerer ist als die Bestandteile von Luft, ist das Kohlendioxid knapp über den Kraterrand gestiegen und dann in das Tal abgestiegen. Das war also die Todesursache vieler Tiere und Menschen.
Heute ist dieser Problem beim Lake Nyos gelöst, indem man das Tiefenwasser hinaufpumpt und die CO2-Blasen kontinuierlich aufsteigen. Da der Druck im innern des Rohres gering ist, bilden sie sehr einfach die Blasen. Es entsteht eine natürliche, meterhohe Fontäne.

====Schlittschuhlaufen====
H2O(s) ⇌ H2O(l)

Eis hat ein grösseres Volumen als Wasser. Le Châtelier besagt, dass wenn der Druck von der Kufe auf das Eis erhöht wird (Zwang), das Gleichgewicht nacht rechts geht (Flucht). Dadurch schmilzt das Eis kurzfristig und die Reibung wird minimiert. Die '''Richtige Erklärung''' geht wieder über den zusätzlichen Schritt mit dem Volumen.

===Temperatur===
Eine Änderung der Temperatur muss ausgeglichen werden mit einer Temperaturänderung in die entgegengesetzte Richtung.

Beispiel:

Zwang: Temperaturerhöhung - Flucht: Temperatursenkung

====Experiment Temperaturabhängigkeit====
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) → [Fe3+(SCN)-2](aq)

{| class="wikitable"
|-
! Experiment
! [Fe3+(SCN)-2](aq) bei Zimmertemperatur
! Erwärmen
! Abkühlen
|-
| '''Farbe'''
| rot
| hellrot
| dunkelrot
|}

{| class="wikitable"
|-
!
! Hinreaktion →
(sichtbar beim Experiment mit den Farben)
! Rückreaktion ←
|-
| '''ΔH'''
| günstig (Anziehungskräfte links grösser)
| ungünstig
|-
| '''ΔS'''
| ungünstig (2 Teilchen zu 1 Teilchen)
| günstig
|-
| '''Erwärmung'''
| Temperaturzunahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander → '''es wird heller, hellrot'''
| Temperaturzunahme→spontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich
|-
| '''Abkühlung'''
| Temperaturabnahme→ spontanter (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v<Hinreaktions-v → Komplex bildet sich → '''es wird dunkel, dunkelrot'''
| Temperaturabnahme→unspontan (ΔG=ΔH-T*ΔS)→ Rückreaktion-v>Hinreaktions-v → Komplex fällt auseinander
|}

Es muss immer auf die Hin- und Rückreaktion geachtet werden. Es ist wichtig anzugeben, von was genau man spricht. Bei der Temperaturerhöhung geht das Gleichgewicht immer zur grösseren Entropie (von ungünstig zu günstig). Das Châtelier –Prinzip besagt, dass das Gleichgewicht immer zur ungünstigen Enthalpie verschiebt. Ist das jetzt ein Widerspruch? Nein, denn das sind immer Dilemmareaktionen und somit ist es unwichtig, ob man von der günstigen Entropie oder der ungünstigen Enthalpie spricht. Die Begründung liegt aber bei der Entropie.

==== Anwendung====
Bekannt ist, dass die Glühbirne einen Draht aus Wolfram enthält. Da Wolfram einen sehr hohen Schmelzpunkt hat, eignet er sich gut, in warmen Glühbirnen zu benutzen. Trotz hohem Schmelzpunkt gibt es einzelne Wolfram-Atome die gasförmig werden und an das kalte Glas gelangen. So wird also der Wolfram immer dünner und irgendwann reisst er und die Glühbirne ist kaputt. Eigentlich könnte man meinen, dass man dann einfach die Temperatur senken kann und dann vielleicht die Lampe weniger hell leuchten würde. Doch das sichtbare Spektrum beim Licht ist klein (400 – 700 Nanometer). Glühbirnen sind eigentlich kleine Heizkörper, die noch ein wenig Licht abgeben (5% Licht, 95% Wärme)
[[image:Molmod_ak.gif|thumb|right|Lichtspektrum einer Glühbirne]]

'''Richtige Erklärung''' mit der [[Die freie Enthalpie ΔG|ΔG (Spontanität)]]

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T19:39:22Z

Sfrei: /* Katastrophe */

Datei:LakeNyos.jpg

2013-01-18T19:36:42Z

Sfrei:

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-18T19:35:03Z

Sfrei:

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-16T18:44:33Z

Sfrei:

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-14T20:13:26Z

Sfrei:

Datei:Kaugummi.png

2013-01-14T19:39:58Z

Sfrei: pH-neutrale Kaugummi

pH-neutrale Kaugummi

Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier

2013-01-14T19:39:01Z

Sfrei:

Katalyse

2012-02-24T12:48:45Z

JulienBottoms688: Die Seite wurde neu angelegt: Rodzicem faktycznie wychowującym członek rodu istnieje ten spośród rodzicieli komu głos odznaczył uregulowanie aż do praktykowania przemocy rodzicielskiej zaś j...

Rodzicem faktycznie wychowującym członek rodu istnieje ten spośród rodzicieli komu głos odznaczył uregulowanie aż do praktykowania przemocy rodzicielskiej zaś jaki pochłania się jego karmieniem. Postać posiadająca zaledwie unormowanie aż do współdecydowania we każdych rozprawach należących dziecka, [http://www.podatki-kognitariat doradca podatkowy]pociągająca się dzieckiem wyłącznie w okresie wakacji, wakacji, w weekendy bądź również w inne dni wyróżnione na kanwie werdyktu poglądu, nie ponosi zwyczajnego potu jego edukowania. NATOMIAST właśnie kształcenie dziecka, tj. formowanie jego istoty zaś piastowanie ponad przedtem stałej dbałości jest wymogiem rozliczenia się jako singiel rodzic - wyjaśnił Prezes Izby Skarbowej w Katowicach w rekonstrukcji szczególnej z dnia 05.01.2012 r., sygn. IBPBII/1/415-866/11/HK. [http://www.podatki-kognitariat doradca podatkowy]