Enthalpie und Entropie

Inhaltsverzeichnis zum Thema

• Reaktions-, Standardreaktions- und Standardbildungsenthalpie
  • Reaktionsenthalpie
  • Standardreaktionsenthalpie
  • Standardbildungsenthalpie
  • Die Enthalpien im Überblick
• Freie Enthalpie
• Entropie

Reaktions-, Standardreaktions- und Standardbildungsenthalpie

Reaktions-, Standardreaktions- und Standardbildungsenthalpie hängen alle mit dem Begriff der Enthalpie zusammen. Die Enthalpie $H$ ist eine Zustandsgröße der Thermodynamik, diese wird in der Chemie nur selten betrachtet. Es ist die Energie, die in einem Stoff bei bestimmten Druck und Volumen enthalten ist. $\Delta H$ ist die im Verlauf einer Zustandsänderung freiwerdende Wärme. Die Einheit der Enthalpie ist Kilojoule pro Mol $\frac{kJ}{mol}$. Sie wird berechnet mithilfe der inneren Energie $U$, dem Druck $p$ und dem Volumen $V$.

$H=U + p\cdot~V$

Reaktionsenthalpie

Betrachten wir die Zustandsänderung einer chemischen Reaktion, sprechen wir über die Reaktionsenthalpie. Das ist diejenige Wärme, die im Verlauf einer Reaktion abgeben oder aufgenommen wird. Sie besitzt das Symbol $\Delta H_r$. Findest du hinter einer Reaktionsgleichung die Angabe $\Delta H_r = -58 \frac{kJ}{mol}$, so bedeutet dies, dass $58~kJ$ Wärmeenergie frei werden bei der Reaktion von einem $Mol$. Es handelt sich also um eine exotherme Reaktion. Ist die Reaktionsenthalpie positiv, z.B. $\Delta H_r = 109 \frac{kJ}{mol}$, dann ist die Reaktion endotherm. Es wird also Energie aus der Umgebung aufgenommen.

Standardreaktionsenthalpie

Um verschiedene Experimente energetisch miteinander vergleichen zu können, wurde die Standardreaktionsenthalpie eingeführt. Das ist die Wärme, die frei oder aufgenommen wird, um die Edukte (im Standardzustand) in die Produkte (ebenfalls Standardzustand) umzuwandeln. Der Standardzustand ist definiert als idealer Zustand eines Stoffes in seiner Reinform bei einer Temperatur von $T=298~K$ $(25°~C)$ und einem Druck von $p=1013~mbar$. Auf diese Weise sind die unterschiedlichen Umgebungsbedingungen bei einem Experiment relativiert und die Ergebnisse können verglichen werden, auch wenn sie z.B. in unterschiedlichen Klimazonen durchgeführt wurden.

Standardbildungsenthalpie

Die Standardbildungsenthalpie ist die Standardreaktionsenthalpie für die Bildung eines Mols eines Stoffes aus den Elementen. Das Gas Stickstoffmonoxid z.B. setzt sich aus Stickstoff und Sauerstoff zusammen. Die Standardreaktionsreaktionsenthalpie der Bildung von Stickstoffmonoxid aus Stickstoff und Sauerstoff entspricht der Standardbildungsenthalpie von Stickstoffmonoxid. Sind alle Standardbildungsenthalpien einer Reaktion bekannt, ist es möglich, aus ihnen die Standardreaktionsenthalpie zu berechnen. Diese ergibt sich aus der Summe der Standardbildungsenthalpien der Produkte minus die Summe der Standardbildungsenthalpien der Edukte. Dies ist festgehalten im Satz von Hess.

Die Enthalpien im Überblick

$\Delta H_r$: Reaktionsenthalpie

$\Delta H^0$: Standardreaktionsenthalpie ($T=298~K$ $(25°~C)$, $p=1013~mbar$)

${\Delta H^0}_f$: Standardbildungsenthalpie (Bildung aus den Elementen)

Freie Enthalpie

Die freie Enthalpie $G$ wird auch Gibbs-Energie oder Gibbs’sche freie Energie genannt. Es handelt sich um ein thermodynamisches Potential, das abhängig ist von den Variablen Temperatur, Druck und Stoffmenge. $G$ lässt sich mithilfe der inneren Energie $U$ und der Entropie $S$ wie folgt berechnen.

$G=U + p\cdot~V - T\cdot~S$

Da $H=U + p\cdot~V$, kann die freie Energie auch mittels der Enthalpie berechnet werden.

$G=H - T\cdot~S$

Mithilfe der Änderung der freien Enthalpie $\Delta G$ ist es möglich einzuschätzen, ob eine Reaktion freiwillig abläuft oder nicht.

• Ist $\Delta G$ kleiner null, so handelt es sich um eine exergonische Reaktion. Diese läuft spontan ab.
• Ist $\Delta G$ dagegen größer null, spricht man von einer endergonischen und damit nicht freiwillig ablaufenden Reaktion.
• Im Falle $\Delta G$ gleich null befindet sich das System im Gleichgewicht. Es läuft also sichtbar keine Reaktion mehr ab.

Entropie

Die Entropie $S$ beeinflusst, in welche Richtung ein Vorgang abläuft. Dabei läuft ein Vorgang immer bevorzugt von einem geordneten hin zu einem ungeordneten Zustand ab. Aus diesem Grund wirst du nie eine Brausetablette sehen, die sich wieder zusammensetzt, sondern nur eine, die sich auflöst. Im gelösten Zustand gibt es deutlich mehr Möglichkeiten, wie sich die Teilchen der Brausetablette anordnen können, als in der festen Tablette. Man kann also sagen, je mehr Möglichkeiten es gibt, die ein Zustand einnehmen kann, desto wahrscheinlicher ist er. Die Entropie ist daher ein Maß für die Unordnung. Ein hohes Maß an Unordnung bedeutet eine hohe Entropie.

Wichtig ist in diesem Zusammenhang der zweite Hauptsatz der Thermodynamik. Dieser besagt, dass in einem abgeschlossenen System die Entropie niemals abnimmt. Wenn also kein Energie- und Stoffaustausch stattfindet, wird es nie dazu kommen, dass sich mehr Ordnung in einem System einstellt. Teilchen würden sich in einem solchen System also nicht zusammenlagern, sondern sich aufteilen.