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Name: Magdalena Schwander

 

Allgemeines zur Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

Reaktionen werden in spontan und nicht spontan unterteilt. Um sich mit der Frage der Spontaneität von Reaktionen zu befassen zu können, müssen vorher noch einige Begriffe geklärt werden: Soll eine Untersuchung in einem bestimmten räumlichen Bereich erfolgen, so nennt man diesen begrenzten Ausschnitt des Raums System. Den umgebenden Rest bezeichnet man als Umgebung. Je nachdem, ob ein System einen Stoff- und/oder Energieaustausch zulässt, spricht man von einem offenen, geschlossenen oder isolierten System.


 

Die Triebkraft einer chemischen Reaktion

In der Fachsprache beschreiben wir das freiwillig weiterlaufende Verhalten von Reaktionen als „spontan“. Eine Reaktion ist also spontan, wenn sie von selbst weiterläuft. Ein Beispiel für diese Reaktionen ist das Entzünden eines Feuers. Hat man dies einmal zum Brennen gebracht, brennt es selbstständig weiter. Das Erkennen einer spontanen Reaktion ist oft nicht so einfach, da die Reaktionsgeschwindigkeit sehr unterschiedlich sein kann.

Es gibt Reaktionen die extrem schnell ablaufen (z.B. eine Explosion) und Reaktionen die sehr langsam ablaufen (z.B. das Vergilben von Papier). Entscheidend ist, dass ein Bestreben zur Reaktion besteht. Die notwendige einmalige Zufuhr eines Energiebetrags, die sogenannte Aktivierungsenergie Nicht spontane Reaktionen laufen nur dann ab, wenn ständig Energie in das System gesteckt wird. Stoppt diese Energiezufuhr so stoppt auch die Reaktion.

Ein Beispiel für diese Art von Reaktionen ist die Photosynthese. Sie kann nur ablaufen, wenn Sonnenstrahlen, also Lichtenergie, ständig auf die Blätter fällt. Wird die Bestrahlung der Blätter unterbrochen, so stoppt auch die Photosynthese. Spontane und nicht spontane Reaktionen hatten jedoch eines gemeinsam: Sie verloren durch ihre Reaktion Energie. Und genau das ist einer der Faktoren, die für die Triebkraft von Reaktionen verantwortlich sind.

 

Energetische Größen und ihre Tendenzen

Jedes System ist bestrebt, einen energieärmeren Zustand zu erreichen. Obwohl Systeme immer nach einem Energieminimum streben, ist es nicht sicher, dass sie es auch erreichen. Die häufigste Form eines Energieaustauschs ist jene von Wärme. So lässt sich bei chemischen Reaktionen neben einer Abgabe auch eine Aufnahme von Wärme beobachten. Man nennt sie allgemein Reaktionswärme. Misst man die Reaktionswärme unter konstantem Druck, also zum Beispiel in einem offenen Gefäß, spricht man von Enthalpie.

 

Enthalpie [H]

(thalpein… griech. = erwärmen)

Die Enthalpie ist ein Maß für die Energie eines Systems. Sie wird durch den Buchstaben H symbolisiert, wobei das H vom englischen heat content (Wärmeinhalt) abgeleitet ist. Ihre Einheit ist Joule, J. 


Exotherme Reaktionen

(exo… griech. = heraus; therme… griech. = Wärme)

Bei exothermen Reaktionen entstehen Atomkombinationen, die einen geringeren Energiegehalt besitzen als ihre Ausgangsstoffe. Beim Übergang von Stoffen mit einer höheren Energie auf Stoffe mit einer niedrigeren Energie wird die Energiedifferenz freigesetzt, zum Beispiel in Form von Wärme. Da bei exothermen Reaktionen das System an Energie verliert, erhält diese Reaktionswärme ein negatives Vorzeichen. Die Umgebung erfährt dabei stets eine Temperaturerhöhung.

 

Eine exotherme Reaktion die einmal in Gang gesetzt wurde ist schwer aufzuhalten. Sie reagieren immer spontan zum Endprodukt. 

 

Endotherme Reaktionen

(endo… griech. = hinein; therme… griech. =Wärme)

Bilden sich allerdings Produkte mit einem höheren Energiegehalt, so muss das System ständig Energie aufnehmen. Diese Reaktionen nennt man endotherme Reaktionen. Da das System an Energie gewinnt, erhält diese Reaktionswärme ein positives Vorzeichen.  

Endotherme Reaktionen laufen selten spontan ab. Doch wenn eine endotherme Reaktion freiwillig abläuft führt dies immer zu einer Abkühlung der Umgebung. Endotherme Reaktionen laufen freiwillig ab, obwohl sie eben nicht nach einem Energieminimum sterben. Dies liegt daran, dass zu diesem Streben nach einem Energieminimum noch ein weiterer wesentlicher Faktor hinzukommt: Das Streben nach Unordnung. Als Maß für diese Unordnung dient die Entropie.

 

Entropie (Symbol S)

(entropia griech.= Umkehren/Wendung)

Entropie kann stark vereinfacht mit Unordnung gleichgesetzt werden. Streng genommen ist die Entropie kein Maß für die Symmetrie des Systems, sondern für die Anzahl der erreichbaren Zustände. Je mehr Wahrscheinlichkeiten es in einem System für Zustände gibt, umso höher ist seine Entropie. Wenn die Zahl der möglichen Anordnungen zunimmt wächst auch die Entropie.

Jedes System ist bestrebt, einen Zustand maximaler Unordnung zu erreichen. Zusammenfassend kann man also sagen, dass eine spontane Reaktion von zwei Faktoren begünstigt wird:

1. Abnahme der Enthalpie 
2. Zunahme der Entropie 

Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verknüpft die Enthalpie und die Entropie zu einer Gleichung und liefert eine Aussage darüber, ob eine Reaktion freiwillig ablaufen kann oder nicht.

Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung: ΔG= ΔH –T·ΔS     
ΔG = Gibbs Energie [kJ]
ΔH = Änderung der Enthalpie [kJ]
ΔS = Änderung der Entropie [kJ · K-1]
T = Temperatur [K]   [=Kelvin] 

Das Δ steht für die Differenz zwischen den Werten der Produkte.   


Über ΔG lassen sich nun konkrete Aussageb treffen:


1. ΔG < 0 => exergoner Prozess:
=> Eine Reaktion läuft dann freiwillig ab, wenn der Wert für ΔG kleiner als null wird, also einen negativen Wert aufweist. Man spricht von einem exergonen, also freiwillig ablaufenden Reaktion.  

2. ΔG > 0 => endergoner Prozess
=> Errechnet sich eine Änderung der Gibbs-Energie, die größer als null ist, also einen positiven Wert einnimmt, dann kann diese Reaktion nicht spontan ablaufen und benötigt eine ständige Energiezufuhr. Solche erzwungenen Reaktionen nennt man endergone Prozesse.

3. ΔG = 0 => System ist im Gleichgewicht - es findet keine Reaktion statt!
Entspricht die Änderung der Gibbs-Energie der Zahl Null, findet keine Reaktion statt und das System ist im Gleichgewicht.

 

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