Grundlagen der Energetik in chemischen Reaktionen

Die chemische Energetik befasst sich mit den Energieumsätzen bei Stoffumwandlungen. Ein zentrales Konzept sind die Unterschiede offene und geschlossene Systeme Chemie. Bei offenen Systemen können sowohl Stoffe als auch Energie mit der Umgebung ausgetauscht werden, während geschlossene Systeme nur Energie austauschen können. Isolierte Systeme sind vollständig von ihrer Umgebung abgeschirmt.

Definition: Ein System in der chemischen Energetik ist ein räumlich abgegrenzter Bereich, in dem chemische Reaktionen ablaufen können.

Die Eigenschaften eines Systems werden durch Zustandsgrößen wie Masse, Volumen, Druck und Temperatur beschrieben. Eine besonders wichtige Zustandsgröße ist die innere Energie U, die die Gesamtenergie eines Systems darstellt. Im Gegensatz dazu stehen Prozessgrößen wie Wärme Q und Arbeit W, die nur während eines ablaufenden Prozesses auftreten.

Der erste Hauptsatz der Thermodynamik besagt, dass die Gesamtenergie eines Systems mit seiner Umgebung konstant bleibt. Dies bedeutet, dass Energie weder erzeugt noch vernichtet werden kann - sie kann nur umgewandelt werden.

Verbrennungsenthalpien und ihre Bedeutung

Bei Reaktionswärme exotherme endotherme Prozesse spielt die Verbrennungsenthalpie eine zentrale Rolle. Der Heizwert eines Brennstoffs gibt die nutzbare Wärmemenge an, die bei der vollständigen Verbrennung freigesetzt wird.

Highlight: Der Brennwert ist stets höher als der Heizwert, da er zusätzlich die Kondensationswärme des entstehenden Wasserdampfs berücksichtigt.

Die molare Standardverbrennungsenthalpie bezieht sich auf die Verbrennung von einem Mol eines Reinstoffs unter Standardbedingungen. Da Verbrennungsreaktionen exotherm verlaufen, haben Verbrennungsenthalpien immer negative Werte.

Bei der technischen Anwendung unterscheidet man zwischen Heizwert und Brennwert. Der Heizwert berücksichtigt nur die direkt nutzbare Wärme, während der Brennwert zusätzlich die Kondensationswärme des entstehenden Wasserdampfs einbezieht.

Die Thermodynamik spontaner Reaktionen und Entropie

Die Energetik in chemischen Reaktionen zeigt sich besonders deutlich bei spontanen Vorgängen. Diese Reaktionen laufen ohne äußere Einwirkung ab, wobei stark exotherme Reaktionen nach der Initiierung selbstständig weiterlaufen. Im Gegensatz dazu benötigen endotherme Reaktionen eine kontinuierliche Energiezufuhr.

Definition: Die Entropie (S) ist ein physikalisches Maß für die Unordnung in einem System. Je größer die Unordnung, desto höher die Entropie.

Ein fundamentales Beispiel für spontane Vorgänge ist die Diffusion. Wenn sich ein wasserlöslicher Feststoff am Boden eines wassergefüllten Gefäßes befindet, wandern mehr Teilchen aus Bereichen höherer Konzentration in Bereiche niedrigerer Konzentration als umgekehrt. Dieser Prozess setzt sich fort, bis ein vollständiger Konzentrationsausgleich erreicht ist.

Die Unterschiede offene und geschlossene Systeme Chemie werden bei der Betrachtung von Entropieänderungen besonders deutlich. In geschlossenen Systemen kann sich die Entropie auf zwei Arten ändern: Erstens durch interne Entropieerzeugung, etwa durch Vergrößerung des verfügbaren Raums für Teilchen oder durch Vermischungsprozesse. Zweitens durch Wärmeaustausch mit der Umgebung.

Beispiel: Bei Aggregatzustandsänderungen von fest über flüssig zu gasförmig nimmt die Entropie zu, da die Bewegungsfreiheit der Teilchen und damit die Unordnung steigt.

Die Reaktionswärme exotherme endotherme Prozesse spielt eine zentrale Rolle bei der Entropieänderung. Während exotherme Reaktionen Wärme an die Umgebung abgeben und damit die Entropie der Umgebung erhöhen, nehmen endotherme Reaktionen Wärme auf und erhöhen die Entropie des Systems.