Innere Energie und Enthalpie

     

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Standardbildungsenthalpie ΔH in kJ/mol bezogen auf 1 Mol bei 298K (= 25°C)

(s = fest; l = flüssig; g = gasförmig)

H2O (l)

-285

H2O (g)

-242

HCl (g)

-92

NH3 (g)

-46

NO2 (g)

+34

CO2 (g)

-394

CO (g)

-111

Al23 (s)

-1627

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Bei einer chemischen Reaktion werden die Ausgangsstoffe als Edukte und die Endstoffe als Produkte bezeichnet. Dabei weisen die Produkte andere chemische und physikalische Eigenschaften als ihre Edukte auf. Der Unterschied gilt auch für die innere Energie U.

Jede chemische Substanz besitzt eine innere Energie, sie ist jedoch nicht mit der Temperatur (Bewegungsenergie) der kleinsten Teilchen zu verwechseln.

Bei einem Zusammenstoß von Teilchen kann es zu einer chemischen Reaktion kommen. Dabei verändert sich neben der stofflichen Zusammensetzung auch die innere Energie des Gesamtsystems. Ist die Gesamtsumme der Energien der Reaktionsprodukte kleiner als die der Ausgangsstoffe, so liegt eine exotherme Reaktion vor (griech.: exo: heraus). Bei derartigen Reaktion wird Energie freigesetzt. Dies kann in Form von Wärme oder Lichtabstrahlung erfolgen.

Ist jedoch die Gesamtsumme der Energien der Produkte größer als die der Edukte, so handelt es sich um eine endotherme Reaktion (griech.: endo: hinein). Um eine solchen Energie ablaufen zulassen muss Energie zugeführt werden.

Viele Reaktionen (vor allem Reaktionen von Gasen) sind mit einer Änderung des Reaktionsvolumens verbunden (sofern sie in offenen Gefäßen durchgeführt werden). Änderungen des Reaktionsvolumens sind jedoch stets mit Volumenarbeit verbunden. Volumenarbeit benötigt Energie, bei Zunahme des Reaktionsvolumens, und setzt Energie frei, wenn das Reaktionsvolumen abnimmt.

Bei konstanten Umgebungsbedingungen (Temperatur und Druck) ist die Summe aus innerer Energie und Volumenarbeit eine kennzeichnende Größe für ein System. Man nennt dies auch Zustandsgröße.

Die Zustandsgröße, die das chemische System bei konstantem Druck betrachtet nennt man Enthalpie H. Der Begriff Enthalpie kann als „innere Wärme“ gedeutet (griech.: thalpein: erwärmen) werden. Eine Enthalpie wird in der Einheit Joule (J) angegeben.

Bei Reaktionen bei denen keine Volumenänderung vorliegt, kann man die innere Energie mit der Enthalpie gleichsetzen. Derartige Reaktionen sind Festkörperreaktionen oder Reaktionen in Lösungen.

Da man keine absoluten Enthalpiewerte bestimmen kann, sondern nur vVeränderungen der Enthalpie wurden die Enthalpien der Elemente als Bezugspunkt willkürlich mit einer Enthalpie von 0 versehen.

Bei einer chemischen Reaktion kann die Reaktionswärme als Differenz ΔH aus den Standardbildungsenthalpien der beteiligten Edukte und Produkte errechnet werden:

ΔH = H (Produkte) – H (Edukte)

Bei exothermen Reaktionen wird Energie freigesetzt und die Enthalpie der Produkte ist kleiner als die der Edukte. Damit erhält die Differenz ΔH ein negatives Vorzeichen:

Beispiel: C + O2 CO2         ΔH = -394 kJ/mol

Bei endothermen Reaktionen wird Energie aufgenommen und die Differenz ΔH ist positiv:

Beispiel: CaCO3 CaO + CO2         ΔH = +179 kJ/mol

Um den Charakter einer Reaktion zu beschreiben braucht kein konkreter Zahlenwert angegeben warden. Es reicht aus ΔH > 0 oder ΔH < 0 anzugeben.

Tendenziell laufen Reaktionen mit ΔH < O freiwillig ab (also: bei exothermen Reaktionen). Das Erreichen eines Energieminimums kann aber nicht der einzige Grund für das freiwillige Ablaufen einer chemischen Reaktion sein. Ein Beispiel dafür ist der Lösevorgang eines Salzes in Wasser. Der Vorgang ist endotherm und Flüssigkeit kühlt sich dabei ab. Trotzdem läuft der Vorgang freiwillig ab. Außerdem sind viele chemische Reaktionen Gleichgewichtreaktionen, bei denen Hin- und Rückreaktion zueinander in Konkurrenz stehen. Die Reaktion ist dabei jedoch nur in die eine Richtung exotherm, die andere Richtung ist zwangsläufig endotherm.