Warum begünstigt Volumenkompression hier NH₃?

Bei festem T und festen Stoffmengen erhöht eine Verkleinerung von V die Konzentrationen n/V. Für die gewählte Form von Q_c und diese Stöchiometrie ändert die Kompression das Verhältnis Q zu K und passt zur Verschiebung auf die Seite mit weniger Gasmolen — zum Ammoniak.

Entspricht K_c(T) der echten Ammoniaksynthese?

Nein. Das ist eine Lehrskizze mit einem exothermen ΔH und einem angepassten K_ref zur Anschauung. Das industrielle Haber-Bosch-Verfahren nutzt hohe Drücke, Rückführung, Katalysatoren und nichtideale Gemische.

Was bedeutet die glatte Bewegung der Streifen?

Eine visuelle Relaxation zum Gleichgewichtsumsatz, bei dem Q_c = K_c(T), kein Mechanismus mit Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion.

Warum darf man nur N₂ ohne H₂ zugeben?

Um eine Konzentrationsstörung zu zeigen, die das stöchiometrische Verhältnis der Edukte bricht — wie im Lehrbuch beim Überschuss eines Reaktionspartners.

Prinzip von Le Chatelier

Gleichgewicht N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃: Temperatur, Volumen, Zugabe und Entnahme von Stoffen; Vergleich von Q und K.

Zum Modell

Das Prinzip von Le Chatelier: wirkt auf ein System im Gleichgewicht eine äußere Störung, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass die Störung teilweise abgeschwächt wird. Beispiel ist die Ammoniaksynthese N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g): die Hinreaktion ist exotherm, daher erhöht nach der van't-Hoff-Gleichung eine Senkung von T die Konstante K_c; rechts stehen weniger Gasmole, daher verschiebt Kompression bei konstantem T das Gleichgewicht zu NH₃. Man stellt Temperatur und Volumen ein; man kann Stickstoff zugeben, Ammoniak entnehmen oder das Gefäß verdichten bzw. ausdehnen. Auf der Tafel vergleicht man Q_c und K_c(T) (Gruppierung ∝ n_NH₃² V² / (n_N₂ n_H₂³)); die Mengenstreifen gleichen sich dem Gleichgewichtsumsatz an. Das Modell ist schulisch: K(T) nach der integrierten van't-Hoff-Gleichung mit einem Lehr-ΔH, Aktivitäten sind durch Stoffmengen ersetzt, die Katalysatorkinetik fehlt.

Für wen: Gymnasium (Oberstufe) und erstes Semester: chemisches Gleichgewicht, Vergleich von Q und K, Prinzip von Le Chatelier.

Wichtige Begriffe

prinzip von le chatelier
chemisches gleichgewicht
reaktionsquotient q
gleichgewichtskonstante
van't-hoff-gleichung
ammoniaksynthese
gleichgewichtsverschiebung

So funktioniert es

Gasgleichgewicht N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃. Die Konstante K_c(T) nach dem van't-Hoff-Ansatz (Hinreaktion exotherm), Q_c in derselben Form. Man ändert T und V, gibt N₂ zu, entnimmt NH₃, verdichtet oder dehnt das Gefäß. Die Stoffmengenstreifen stellen sich auf den Gleichgewichtsumsatz ein, bei dem Q_c = K_c.

Wichtige Gleichungen

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ · ΔH < 0

Q_c ∝ n_NH₃² V² / (n_N₂ n_H₂³) (wie die Gruppierung von K_c)

ln K ≈ ln K_ref − (ΔH/R)(1/T − 1/T_ref) (van't-Hoff-Skizze)

Häufige Fragen

Warum begünstigt Volumenkompression hier NH₃?: Bei festem T und festen Stoffmengen erhöht eine Verkleinerung von V die Konzentrationen n/V. Für die gewählte Form von Q_c und diese Stöchiometrie ändert die Kompression das Verhältnis Q zu K und passt zur Verschiebung auf die Seite mit weniger Gasmolen — zum Ammoniak.
Entspricht K_c(T) der echten Ammoniaksynthese?: Nein. Das ist eine Lehrskizze mit einem exothermen ΔH und einem angepassten K_ref zur Anschauung. Das industrielle Haber-Bosch-Verfahren nutzt hohe Drücke, Rückführung, Katalysatoren und nichtideale Gemische.
Was bedeutet die glatte Bewegung der Streifen?: Eine visuelle Relaxation zum Gleichgewichtsumsatz, bei dem Q_c = K_c(T), kein Mechanismus mit Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion.
Warum darf man nur N₂ ohne H₂ zugeben?: Um eine Konzentrationsstörung zu zeigen, die das stöchiometrische Verhältnis der Edukte bricht — wie im Lehrbuch beim Überschuss eines Reaktionspartners.

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