Die Energetik chemischer Reaktionen beschreibt die Energieumwandlungen während chemischer Prozesse.
Bei chemischen Reaktionen unterscheidet man zwischen exothermen und endothermen Reaktionen. Bei einer exothermen Reaktion wird Energie an die Umgebung abgegeben, während bei einer endothermen Reaktion Energie aus der Umgebung aufgenommen wird. Ein klassisches Beispiel für eine endotherme Reaktion ist die Fotosynthese, bei der Lichtenergie aufgenommen wird. Die Reaktionsenthalpie (ΔH) gibt dabei die Energiemenge an, die bei einer chemischen Reaktion unter konstanten Druck umgesetzt wird. Die molare Reaktionsenthalpie wird in kJ/mol angegeben und kann mithilfe von Standardbildungsenthalpien der beteiligten Stoffe berechnet werden.
Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung spielt eine zentrale Rolle in der thermodynamischen Betrachtung chemischer Reaktionen. Sie verknüpft die freie Enthalpie (ΔG) mit der Enthalpie (ΔH), der Temperatur (T) und der Entropie (ΔS). Die Gleichung ΔG = -RT ln K beschreibt den Zusammenhang zwischen der freien Enthalpie und der Gleichgewichtskonstante K. Bei der Herleitung der Gibbs-Helmholtz-Gleichung wird deutlich, dass die Temperaturabhängigkeit der freien Enthalpie durch die Entropieänderung bestimmt wird. Für praktische Anwendungen ist es oft notwendig, die Gleichung nach T umzustellen oder mit verschiedenen Einheiten zu arbeiten. Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung ermöglicht es, Vorhersagen über die Spontanität und den Ablauf chemischer Reaktionen zu treffen sowie die Temperaturabhängigkeit von Gleichgewichtskonstanten zu beschreiben.
