Einführung Thermodynamik
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Ch-3/ Lp Einleitung Thermodynamik Sowohl die Berechnung von Energien bei chemischen Reaktionen wie auch die Gesetzmäßigkeiten von chemischen Gleichgewichten gehören zum Gebiet der Thermodynamik. Das Wort Thermodynamik ist aus den griechischen Wörtern für Wärme und Bewegung zusammengesetzt. Der Begriff ist missverständlich, denn zum einen spielen in der Thermodynamik auch andere Energieformen als Wärme eine Rolle, zum anderen kann von Bewegung nur im molekularen Bereich die Rede sein; makroskopisch werden vielmehr im Gleichgewicht befindliche Systeme betrachtet. Die Thermodynamik beschäftigt sich unter anderem mit der Untersuchung der Gesetzmäßigkeiten der Umwandlung von Wärme in andere Energieformen und umgekehrt, ist also zunächst ein Teilgebiet der Physik. Die chemische Thermodynamik ist die Anwendung thermodynamischer Gesetze und Methoden auf chemische Vorgänge, insbesondere auch auf chemische Gleichgewichte. Die thermodynamischen Beziehungen und Berechnungen enthalten stets nur im Ruhezustand makroskopisch experimentell bestimmbare Größen wie Druck, Temperatur, Konzentration, Energie, Enthalpie, Entropie. Zum Verständnis der makroskopischen thermodynamischen Eigenschaften der Stoffe sind aber gerade für den Chemiker die Beziehungen zu den molekularen Eigenschaften nützlich und oft einfach herstellbar. Mit Hilfe der Thermodynamik ist es möglich zu berechnen, ob eine konkrete chemische Reaktion überhaupt möglich ist und in welchem Umfang dann eine Umsetzung zu erwarten ist. Darin besteht ihr besonderer Nutzen für den Chemiker. Nicht zum Gebiet der Thermodynamik gehört die Behandlung des makroskopisch-zeitlichen Ablaufs von Reaktionen sowie der gleichzeitigen Veränderungen der reagierenden Moleküle. Beides fällt in das Gebiet der Reaktionskinetik. Unter einem System versteht man einen Bereich, der kontrollierten Veränderungen unterliegt, beispielsweise eine definierte Gasmenge in einem Behälter. Je nach Möglichkeit zum Austausch von Stoff, Wärme oder Arbeit mit der Umgebung werden offene, geschlossene und abgeschlossene Systeme unterschieden. Für die Ableitung thermodynamischer Gesetzmäßigkeiten sind abgeschlossene und offene Systeme wenig hilfreich, weil sie entweder keine oder zu viele Variable aufweisen. Eine besondere Rolle spielen geschlossene adiabatische und isotherme Systeme. Reale chemische Vorgänge finden meist in Zwischenformen der genannten Systeme statt, können aber je nach Reaktionsbedingungen auch weitgehend isotherm, adiabatisch oder isochor verlaufen. Langsam verlaufende chemische Reaktionen können als näherungsweise isotherm verstanden werden, wenn die Wärmezu- oder -abfuhr hinreichend schnell erfolgt. Schnelle Verbrennungs- oder Explosionsvorgänge hingegen, die unter starker Erhitzung des Systems verlaufen, kommen adiabatischen Verhältnissen nahe. Die Energieänderung erhält bei exothermen Prozessen ein negatives, bei endothermen ein positives Vorzeichen. Bleibt bei einer Reaktion das Reaktionsvolumen konstant (in starkwandigen Gefäßen wie Autoklaven), so spricht man von isochoren Reaktionen. Isobare Reaktionen finden unter konstantem Druck (dp=0) statt. Überführt man ein System von einem Zustand in einen anderen, so kann der damit verbundene Prozess reversibel oder irreversibel verlaufen. Reversibler Prozess Unter einem reversiblen (umkehrbaren) Prozess versteht man einen Vorgang, bei dem die Rückkehr des Systems in den Ausgangszustand ohne irgendwelche Veränderungen im System selbst oder in der Umgebung möglich ist. Irreversibler Prozess Ein Prozess ist irreversibel, wenn als Ergebnis seines Ablaufs Veränderungen im System oder seiner Umgebung zurückbleiben. Alle realen Prozesse liegen zwischen den Extremen völlig reversibel und völlig irreversibel. Die Idealvorstellung des reversiblen Prozesses ist jedoch wichtig, weil sich aus ihr grundlegende, relativ einfache thermodynamische Gesetzmäßigkeiten ergeben, die man in vielen Fällen näherungsweise auch auf reale Prozesse anwenden kann. Quelle: Chemgapedia
