2 H2 + O2 → 2 H2O. 4 Thermodynamik/ Energetik - Medi

4.1
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ΔH und ΔG
Thermodynamik/Energetik
Fragen in den letzten 10 Examen: 5
Dieses Kapitel betrachtet die chemischen Reaktionen unter dem Gesichtspunkt der Energie,
der Erscheinungsformen und der Fähigkeit, Arbeit zu verrichten. Mit Hilfe der Energetik kann
man z. B. vorhersagen, welche Reaktionen freiwillig ablaufen und welche nicht, wie sich die
Triebkraft einer Reaktion in deren Verlauf ändert
und wie es um die Gleichgewichtslage bestellt
ist. Dabei handelt es sich um ein sehr dankbares Thema, denn bislang gab es noch kein Physikum ohne mindestens eine
Frage zur Energetik, und mit einer Handvoll Definitionen lassen sich diese bereits problemlos beantworten.
4.1
∆H und ∆G
Hinter diesen Kürzeln verbirgt sich beinahe die
ganze Energetik. Grund genug, die zugehörigen Definitionen auswendig zu können:
∆H ist die Reaktionswärme (Reaktionsenthalpie), die angibt, wie viel Wärme (engl.: heat)
während einer Reaktion freigesetzt oder verbraucht wird. Sie kann sowohl positive als
auch negative Werte annehmen:
– Ist ∆H eine negative Zahl, handelt es sich
um eine exotherme Reaktion. Diese Reaktion setzt Wärme frei. Prominentestes und
außerdem prüfungsrelevantes Beispiel ist
die exotherme Knallgasreaktion:
2 H2 + O2 g 2 H2O.
– Ist ∆H eine positive Zahl, handelt es sich
um eine endotherme Reaktion. Diese Reaktion nimmt Wärme auf (verbraucht Wärme).
Als Energieform hat ∆H die Einheit kJ/mol.
∆G ist die Gibbs‘ freie Energie (freie Reaktionsenthalpie), die angibt, wie viel Arbeit eine
Reaktion maximal leisten kann. Auch ∆G kann
positive und negative Werte annehmen:
– Ist ∆G eine negative Zahl, handelt es sich
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um eine exergone Reaktion. Diese Reaktion läuft freiwillig/spontan ab (s. a. Abb. 20
a, S. 61).
– Ist ∆G eine positive Zahl, handelt es sich um
eine endergone Reaktion. Diese Reaktion
läuft nicht freiwillig/spontan ab.
– Ist ∆G Null, so befindet sich die Reaktion
im Gleichgewichtszustand (s. 3.1.1, S. 24).
Von außen betrachtet steht die Reaktion hier
still, da pro Zeiteinheit genauso viele Edukte zu Produkten reagieren, wie umgekehrt
Produkte zu Edukten.
Als Energieform hat auch ∆G die Einheit kJ/
mol.
Die Temperaturänderung einer Reaktion wird
mit den Begriffen exotherm und endotherm
ausgedrückt, die Änderung der Gibbs‘ freien
Energie einer Reaktion mit den Begriffen exergon und endergon. Ob eine Reaktion freiwillig
abläuft oder nicht, lässt sich NUR mit Kenntnis
von ∆G vorhersagen!
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Merke!
– Eine Reaktion ist exotherm, wenn ∆H negativ ist.
– Eine Reaktion ist endotherm, wenn ∆H positiv ist.
– Eine Reaktion ist exergon (exergonisch), wenn
∆G negativ ist.
– Eine Reaktion ist endergon, wenn ∆G positiv ist.
Je nach Umgebungsbedingungen wird ∆G bezeichnet als
– freie Reaktionsenthalpie ∆G,
– freie Standardreaktionsenthalpie ∆G0 (bei den Standardbedingungen 1013 mbar
Luftdruck, 298K = 25 °C Temperatur und einer verdünn-
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