Elemente, Schulbuch

50 3 DIe CHeMISCHe ReAKTIOn 3.3 THErMOcHEMIE Spontane Reaktion • Innere Energie • Enthalpie • Entropie • Freie Enthalpie Formal lassen sich viele Reaktionen formulieren. Aber nicht alle stöchiometrisch richtigen Reaktionsgleichungen sind realisierbar. Die Erfahrung zeigt, dass man 3 Arten chemischer Reaktionsabläufe unterscheiden kann (Abb. 50.1) Ohne Berücksichtigung des Zeitfaktors wollen wir zuerst Größen kennen lernen, die für die Spontaneität einer Reaktion maßgeblich sind. Die Reaktionsenthalpie ∆ H Jede chemische Verbindung besitzt eine bestimmte innere Energie – potenzielle und kinetische Energie der Teilchen, Bindungsenergie etc. Durch Reaktion entstehen Stoffe mit einer neuen inneren Energie. Chemische Reaktionen können bei konstantem Volumen (abgeschlossenes Gefäß) oder bei konstantem Druck (offenes Gefäß) ablaufen. Bei konstantem Druck muss gegen den äußeren Luftdruck Arbeit (Ausdehnung eines Gases) geleistet werden. Den Energieumsatz bei konstanten Volumen nennt man Reaktionsenergie D U (= Änderung der inneren Energie), den Energieumsatz bei konstantem Druck nennt man Reaktionsenthalpie D H . Abbildung 46.2 zeigt den Zusammenhang zwischen D H und D U . Da in der Chemie vorwiegend in offenen Gefäßen gearbeitet wird, verwendet man anstelle der Änderung der inneren Energie ∆ U die Enthalpieänderung ∆ H . Die Reaktionsenthalpie ∆ H R ist als Differenz der Enthalpien der Endstoffe und En- thalpien der Ausgangsstoffe festgelegt. ∆ H R = ∑ H End - ∑ H Aus Besitzen die Produkte einen geringeren Energieinhalt als die Ausgangsstoffe, so wird die Energiedifferenz in Form von Wärme oder Licht an die Umgebung abgege- ben. Solche Reaktionen nennt man exotherm – die Reaktionsenthalpie besitzt ein negatives Vorzeichen . Sind die Endprodukte energetisch höher liegend, muss die Energiedifferenz aus der Umgebung aufgebracht werden. Man spricht von endo- thermen Reaktionen – die Reaktionsenthalpie ist positiv . Die Reaktionsenthalpie ist zum Unterschied von Enthalpien der Einzelstoffe messbar. Zur Messung verwendet man Kalorimeter . Diese sind nach außen hin isolierte Gefäße (Dewar-Gefäß, „Ther- moskanne“), die die gesamte Wärme aufnehmen. Meist befindet sich im Kalorimeter eine Flüssigkeit, zB Wasser, und durch Temperaturmessung vor und nach der Reak- tion kann die Reaktionsenthalpie ermittelt werden (Abb. 51.1). Reaktionsenthalpien Sehr rasch ablaufende – spontane Reaktionen Langsam ablaufende – spontane Reaktionen Reaktionen, die ohne äußeren Zwang nie in die gewünschte Richtung gehen Explosionen und Verbrennungen sind unter Alltagsbedingungen – Gott sei Dank – nicht allzu häufig zu beobach- ten. Es gibt aber Substanzen – zB weißer Phosphor –, die sich an der Luft selbst entzünden. Weißer Phosphor wird daher immer unter Wasser aufbewahrt. Aber auch weniger spektakuläre Beispiele, wie zB das Lösen vieler Salze in Wasser, laufen rasch und spontan ab. Beipiele wären die Zerlegung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff, die Gewinnung von Aluminium aus Bauxit und die Bildung von Eisen aus Rost. Dazu zählen unter anderem die Kalk- verwitterung bzw. die Umkehrung – die Ausbildung von Stalaktiten in Tropf- steinhöhlen, das Vergilben von Papier oder auch das Verderben von Lebens- mitteln und das Rosten von Eisen. Reaktionen dieser Art können durch Variation der Reaktionsbedingungen zu rasch ablaufenden Reaktionen führen. So erfolgt die Kalkabscheidung beim Kochen des Wassers wesentlich rascher als die Ausbildung der Stalaktiten (Kesselsteinbildung); Papier kann bei der Temperatur eines brennenden Streichholzes sehr rasch oxidieren. Umgekehrt kann man durch Abkühlen Lebensmittel länger haltbar machen. ∆ H = ∆ U + p • ∆ V H 2 Volumen bleibt konstant Druck steigt Druck bleibt konstant Der Deckel hebt sich, das Volumen wird größer Frei werdende Wärme = Q 1 Q 1 = Änderung der Inneren Energie ∆ U Frei werdende Wärme = Q 2 Q 2 = Änderung der Enthalpie ∆ H Zn H 2 SO 4 H 2 Zn H 2 SO 4 Abb. 50.3: ∆U und ∆H Abb. 50.2: ∆U und ∆H Abb. 50.1: Spontane und nicht spontane Reaktionen Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv