Grundlagen der chemischen Energetik

Die chemische Energetik ist ein Teilgebiet der physikalischen Chemie, das sich mit Energieänderungen während chemischer Reaktionen beschäftigt. Es werden drei Arten von Systemen unterschieden: offene, geschlossene und isolierte Systeme. Diese unterscheiden sich in ihrem Stoff- und Energieaustausch mit der Umgebung.

Definition: Ein System ist ein definierter Bezugsrahmen, wie zum Beispiel ein Reagenzglas.

Die innere Energie U eines Systems ist nicht direkt messbar, aber ihre Änderung ΔU während einer Reaktion kann bestimmt werden. Gemäß dem Energieerhaltungssatz ist die Summe aller Energien in einem isolierten System konstant.

Highlight: Energie kann weder erzeugt noch vernichtet, sondern nur umgewandelt werden.

Bei Reaktionen in geschlossenen Systemen mit konstantem Volumen wird innere Energie in Form von Wärme abgegeben oder aufgenommen. Bei konstantem Druck wird die Enthalpie als die aufgenommene oder abgegebene Wärme definiert.

Vocabulary: Indirekte Kalorimetrie bezieht sich auf die Messung des Energieumsatzes durch Analyse der Atemgase.

Heizwerte und Brennwerte

Heizwerte und Brennwerte beziehen sich auf die freiwerdende Wärmemenge bei der Verbrennung fossiler Brennstoffe. Der Unterschied zwischen beiden liegt im Aggregatzustand des entstehenden Wassers:

• Heizwert: Das Wasser bleibt gasförmig.
• Brennwert: Das Wasser wird flüssig, wodurch zusätzliche Energie durch Kondensation freigesetzt wird.

Definition: Der Heizwert ist die nutzbare Wärmemenge bei der Verbrennung eines Brennstoffs, wenn das entstehende Wasser gasförmig bleibt.

Diese Werte werden üblicherweise auf handelsübliche Brennstoffgrößen wie m³, l oder kg bezogen und haben ein positives Vorzeichen.

Highlight: Der Brennwert ist stets höher als der Heizwert, da er die zusätzliche Kondensationswärme des Wassers einschließt.