Prinzip von Le Chatelier

1884 brachte der französische Chemiker Henri Louis Le Châtelier einen täuschend einfachen Satz zu Papier, der seither als Prinzip vom kleinsten Zwang durch die Lehrbücher geht: Stört man ein System im Gleichgewicht in Konzentration, Druck oder Temperatur, so weicht es in diejenige Richtung aus, die der Störung zum Teil entgegenwirkt. Heizt man eine exotherme Reaktion, die im Gleichgewicht steht, verschiebt sich dieses in die endotherme Richtung und nimmt Wärme auf. Presst man eine Gasreaktion in ein kleineres Volumen, rückt sie auf die Seite mit weniger Molekülen und mindert damit den Druck. Gibt man Ausgangsstoff nach, verbraucht das System einen Teil davon; nimmt man Produkt heraus, bildet es neues nach. Geheimnisvoll ist daran nichts: Der Satz ist kein tiefes Naturgesetz, sondern eine Folge dessen, wie ein thermodynamisches Gleichgewicht auf veränderte Randbedingungen antwortet. Und doch trifft er an sich selbst korrigierenden Systemen etwas so Allgemeines, dass dieselbe Logik in Biologie, Ökonomie und Ökologie wieder auftaucht.

In der technischen Chemie ist das Prinzip Handwerkszeug. Das Haber-Bosch-Verfahren — Luftstickstoff wird zu Ammoniak gebunden, aus dem Dünger wird; die folgenreichste chemische Neuerung des zwanzigsten Jahrhunderts, von der heute etwa die Hälfte der Menschheit satt wird — führt geradezu vor, wie man den Satz gegen sich selbst wendet. Aus vier Gasmolekülen macht N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ zwei, also drückt hoher Druck das Gleichgewicht zum Ammoniak hin; und wer das Produkt fortlaufend abzieht, sobald es aus dem Gasstrom auskondensiert, hält das System dauerhaft in die gewünschte Richtung gestört und lässt es gar nicht erst zur Ruhe kommen. Trotzdem setzt ein einzelner Durchgang nur einen bescheidenen Teil des Gemisches um; Stickstoff und Wasserstoff, die übrig bleiben, werden gekühlt, abgetrennt und immer wieder in den Reaktor zurückgeführt. Bitter wird es bei der Temperatur. Die Synthese ist exotherm, nach Le Châteliers eigener Logik treibt Wärme das Gleichgewicht also zurück und drückt die Ausbeute, die im Prinzip erreichbar wäre. Ein kalter Reaktor aber, der in seinem günstigen Gleichgewicht sitzt, reagiert so gut wie gar nicht: Die Geschwindigkeit ist hoffnungslos gering. Beides zusammen gibt es nicht, und so einigt man sich auf einen Kompromiss bei 400–450 °C und holt sich das verlorene Tempo mit einem Katalysator aus Eisen zurück. Dieselbe Abwägung steckt im Kontaktverfahren für Schwefelsäure und in weiten Teilen der katalytischen Industrie. Ohne Ingenieure kommt die Biologie aus. Nimmt das Blut CO₂ aus arbeitendem Gewebe auf, verschiebt sich der Kohlensäure-Bicarbonat-Puffer und fängt die überzähligen Wasserstoffionen ab, während die Lunge CO₂ abatmet und das Gleichgewicht von der anderen Seite zurückholt; zusammen halten sie den pH-Wert des Blutes auf wenige Hundertstel genau bei 7,4 — ein selbsttätiger Ballast, der jedes Enzym im Körper bei der Arbeit hält. Seine Grenzen hat das Prinzip freilich: Weit aus dem Gleichgewicht getriebene Systeme entziehen sich seiner schlichten Buchführung, und ändern sich mehrere Randbedingungen zugleich, kann die Richtung der Antwort durchaus gegen die Anschauung ausfallen.