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Erhaltungssätze in der Chemie

Hess'sches Gesetz

Chemie3.066Aktualisiert 28. Sept. 20265 Seiten

Energetische Thermodynamik: Grundlagen und Begriffe leicht erklärt

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Mara Emilia @emilia_e
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Die chemische Energetik beschäftigt sich mit dem Energieumsatz bei Reaktionen und hilft dir vorherzusagen, welche Reaktionen freiwillig ablaufen. Mit drei wichtigen Größen - Enthalpie, Entropie und freie Enthalpie - kannst du verstehen, warum manche Reaktionen spontan stattfinden und andere nicht.
Energetik Thermodynamik – Seite 1

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Grundlagen der chemischen Energetik

Du musst dir merken: Energie kann nie erzeugt oder vernichtet werden - sie wird nur umgewandelt! Chemische Reaktionen wandeln die in Bindungen gespeicherte Energie in Wärme, Licht oder andere Energieformen um.

Chemische Systeme streben immer zwei Ziele an: Sie wollen energiearm UND ungeordnet sein. Diese beiden Tendenzen konkurrieren manchmal miteinander - deshalb brauchst du verschiedene Messgrößen.

Die wichtigsten Begriffe sind Enthalpie (Wärmeenergie), Entropie (Unordnung) und freie Enthalpie (kombiniert beide). Mit diesen drei Größen kannst du jede Reaktion bewerten und vorhersagen.

Merkhilfe: Denk an ein Zimmer - es wird von selbst unordentlich (Entropie steigt), aber du musst Energie aufwenden, um es aufzuräumen!

Energetik Thermodynamik – Seite 2

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Systeme und innere Energie

In der Thermodynamik unterscheidest du zwischen offenen (Stoff- und Energieaustausch), geschlossenen (nur Energieaustausch) und isolierten Systemen (kein Austausch). Die meisten Reaktionen im Labor sind geschlossene Systeme.

Die innere Energie U kannst du nicht direkt messen, aber ihre Änderung ΔU schon! Der erste Hauptsatz besagt: Die Gesamtenergie bleibt konstant - was ein System verliert, nimmt die Umgebung auf.

Bei konstantem Volumen gilt: Reaktionswärme = Reaktionsenergie (Qrv = ΔrU). Bei konstantem Druck kommt noch Volumenarbeit dazu: Qrp = ΔrU + p·ΔV.

Praxistipp: Experimente mit dem Kalorimeter laufen meist bei konstantem Druck ab - deshalb rechnest du mit Enthalpie statt innerer Energie!

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Kalorimetrie und Enthalpie

Mit einem Kalorimeter misst du Reaktionswärmen experimentell. Das Prinzip ist einfach: Die freigesetzte Wärme erwärmt das Wasser, und über cw = 4,18 J/(g·K) rechnest du die Energie aus.

Die Enthalpie H ist die Energie bei konstantem Druck - genau das, was du im Labor meist hast. ΔH < 0 bedeutet exotherm (Wärme wird frei), ΔH > 0 bedeutet endotherm (Wärme wird verbraucht).

Der Satz von Hess ist dein Rechenwerkzeug: ΔrH°m = Σ ΔfH°m (Produkte) - Σ ΔfH°m (Edukte). Die Bildungsenthalpien von Elementen sind immer null!

Klausurtipp: Achte auf die Aggregatzustände! Gasförmig hat weniger Energie als flüssig, flüssig weniger als fest.

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Entropie - Das Maß für Unordnung

Entropie S beschreibt, wie ungeordnet ein System ist. Gas hat hohe Entropie, Feststoffe niedrige. Bei steigender Temperatur nimmt die Entropie zu - die Teilchen bewegen sich mehr.

ΔrSm > 0 bedeutet: Die Unordnung nimmt zu, die Reaktion läuft freiwillig ab. ΔrSm < 0 bedeutet: Das System wird geordneter, die Reaktion ist unfreiwillig.

Auch hier nutzt du den Satz von Hess: ΔrSm = Σ ΔSm (Produkte) - Σ ΔSm (Edukte). Die Werte findest du im Tabellenwerk.

Eselsbrücke: Wenn aus einem Feststoff Gase entstehen, wird's unordentlicher - positive Entropieänderung!

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Freie Enthalpie - Der entscheidende Faktor

Die freie Enthalpie G kombiniert Enthalpie und Entropie: G = H - T·S. Sie entscheidet definitiv, ob eine Reaktion freiwillig abläuft oder nicht.

ΔrGm < 0: exergonisch (freiwillig), ΔrGm > 0: endergonisch (unfreiwillig). Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung lautet: ΔrG°m = ΔrH°m - T·ΔrS°m.

Du kannst auch hier den Satz von Hess anwenden oder die Temperatur berechnen, bei der eine Reaktion gerade noch freiwillig abläuft: T = ΔrH°m / ΔrS°m.

Prüfungstrick: Wenn Enthalpie und Entropie gegeneinander arbeiten, entscheidet oft die Temperatur über den Reaktionsverlauf!

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