Grundlagen der Reaktionsenergie
Chemische Reaktionen folgen immer dem Energieerhaltungssatz: Energie kann weder erzeugt noch vernichtet, sondern nur umgewandelt werden. Je nach Umgebung unterscheiden wir zwischen offenen Systemen (Stoff- und Energieaustausch), geschlossenen Systemen (nur Energieaustausch) und isolierten Systemen (kein Austausch).
Die gesamte Energie eines Systems nennen wir innere Energie U. Während wir die absolute innere Energie nicht messen können, lässt sich die Änderung der inneren Energie ΔU bestimmen - und das ist die Reaktionsenergie. Bei Energieabgabe ist ΔU negativ. Bei konstantem Volumen oder Druck entspricht die Reaktionsenergie der Reaktionswärme.
Mit einem Kalorimeter können wir die Reaktionswärme praktisch messen. Die Formel Q = m·c·ΔT hilft uns dabei, wobei m die Masse des Wassers, c die spezifische Wärmekonstante (4,19 J/g·K bei Wasser) und ΔT die Temperaturänderung ist. Für jede Reaktion braucht es zudem eine Aktivierungsenergie, damit sie überhaupt startet.
Gut zu wissen: Der Unterschied zwischen Reaktionswärme und Reaktionsenthalpie liegt in den Bedingungen - während die Reaktionswärme bei konstantem Volumen gemessen wird, bezieht sich die Reaktionsenthalpie auf konstanten Druck und wird mit ΔₙH bezeichnet. Exotherme Reaktionen geben Energie ab (negative Enthalpie), endotherme nehmen Energie auf (positive Enthalpie).
