Energieumsatz und Energiediagramm

Bei chemischen Reaktionen werden Bindungen zwischen Atomen geknüpft oder gelöst. Dieser Prozess ist mit einem Energieumsatz verbunden. Die Ausbildung neuer Bindungen setzt Energie frei, während die Spaltung von Bindungen Energie verbraucht. Dies führt zu zwei grundlegenden Arten von Reaktionen: exotherme und endotherme Reaktionen.

Exotherme Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie Energie an die Umgebung abgeben. Bei diesen Reaktionen haben die Produkte weniger Energie als die Edukte. Die Reaktionsenergie ΔE hat daher ein negatives Vorzeichen.

Definition: Eine exotherme Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Energie in Form von Wärme an die Umgebung abgegeben wird.

Im Gegensatz dazu nehmen endotherme Reaktionen ständig Energie aus der Umgebung auf. Die Produkte erhalten mehr Energie als die Edukte, und die Reaktionsenergie ΔE hat ein positives Vorzeichen.

Definition: Eine endotherme Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Energie in Form von Wärme aus der Umgebung aufgenommen wird.

Ein wichtiges Konzept bei chemischen Reaktionen ist die Aktivierungsenergie. Die meisten exothermen und endothermen Reaktionen laufen erst nach einer Aktivierung ab, da die Teilchen mit einer für die Reaktion spezifischen Mindestenergie zusammenstoßen müssen.

Highlight: Die Aktivierungsenergie ist die Energiebarriere, die überwunden werden muss, damit eine chemische Reaktion stattfinden kann.

Energiediagramme veranschaulichen den Energieverlauf während einer Reaktion. Bei exothermen Reaktionen werden die Eduktteilchen aus einem metastabilen Zustand in einen reaktionsbereiten Zustand gebracht. Nach Einsetzen der Reaktion führt die freiwerdende Energie dazu, dass weitere Teilchen den reaktionsbereiten Zustand erreichen.

Beispiel: Ein Energiediagramm exotherme Reaktion zeigt einen Abfall der Energie von den Edukten zu den Produkten, wobei die Aktivierungsenergie als Hügel dargestellt wird, der überwunden werden muss.

Der Temperatureinfluss und Katalyse

Der Temperatureinfluss spielt eine entscheidende Rolle bei der Aktivierung chemischer Reaktionen. Die gängigste Methode zur Aktivierung in der Chemie ist die Energiezufuhr durch Temperaturerhöhung.

Highlight: Eine Temperaturerhöhung steigert die Bewegung der Teilchen, erhöht den Energiegehalt der Teilchen und die Zahl der für die Reaktion notwendigen Zusammenstöße der Eduktteilchen.

Ein wichtiges Prinzip in diesem Zusammenhang ist die Reaktionsgeschwindigkeit-Temperatur-Regel (RGT-Regel). Diese besagt, dass bei einer Erhöhung der Temperatur um 10°C die Reaktionsgeschwindigkeit sich verdoppelt oder verdreifacht.

Vocabulary: Die RGT-Regel (Reaktionsgeschwindigkeit-Temperatur-Regel) beschreibt den Zusammenhang zwischen Temperaturänderung und Reaktionsgeschwindigkeit.

Eine weitere Möglichkeit zur Aktivierung besteht in der Zugabe eines Katalysators. Katalysatoren sind Stoffe, die durch einen veränderten Reaktionsweg die Aktivierungsenergie senken.

Definition: Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden.

Die Wirkung eines Katalysators hat zur Folge, dass bei gleichbleibender Temperatur mehr Eduktteilchen die notwendige Mindestenergie erreichen, wodurch die Reaktion beschleunigt wird. Wichtig zu beachten ist, dass der Katalysator selbst bei der Reaktion nicht verbraucht wird. Er ändert nur die Aktivierungsenergie, nicht die Gesamtreaktion.

Beispiel: Ein Beispiel für den Einfluss Konzentration auf Reaktionsgeschwindigkeit ist die Verwendung von Katalysatoren in Autokatalysatoren, die schädliche Abgase in weniger schädliche Substanzen umwandeln.