2.3 Aktivierungsenergie und Reaktionsenergie
Betrachtet man die Energieumsatz von chemischen Reaktionen werden zwei Reaktionstypen unterschieden – die exotherme Reaktion, die unter Energieabgabe verläuft – und die endotherme Reaktion, innerhalb der Energie abgegeben wird.
© Belinda Flemming: Zusammenhang einer exothermen und endothermen Reaktion, CC BY-SA
Aktivierungsenergie
Viele chemische Reaktionen benötigen zum Start die Zufuhr von Energie, sie werden dadurch aktiviert. Durch die Energiezufuhr wird die Wahrscheinlichkeit erhöht, dass die Teilchen der Ausgangsstoffe zusammenstoßen. Dabei muss der Energiebetrag hoch genug sein, sodass die Aktivierungsenergie überwunden wird und die chemische Reaktion stattfindet. Die Aktivierungsenergie ist reaktionsspezifisch.
Unter Aktivierungsenergie versteht man die Energie, die man den Ausgangsstoffen einer chemischen Reaktion zuführen muss, damit die Reaktion mit merklicher Geschwindigkeit in Gang kommt.
Reaktionsenergie
Die in den Stoffen steckende chemische Energie (innere Energie U) tritt bei Reaktionen überwiegend als Reaktionswärme auf. Es handelt sich also um die Differenz der inneren Energie der Stoffe vor und nach der Reaktion (ΔU). Voraussetzung ist allerdings, dass keine Volumenarbeit geleistet werden muss, das Volumen also konstant bleibt.
Werden bei der Reaktion Gase freigesetzt, muss Volumenarbeit geleistet werden. Die Reaktionswärme bei konstantem Druck wird als Reaktionsenthalpie (ΔH) bezeichnet. ΔU und ΔH unterscheiden sich also um die verrichtete bzw. aufgenommene Volumenarbeit.
Es ist nicht möglich, die innere Energie U oder die Enthalpie H absolut zu bestimmen. Es lassen sich lediglich die bei Reaktionen auftretenden Energieänderungen messen.
Die bei einer chemischen Reaktion auftretende Wärmeenergie heißt Reaktionswärme.
Die Reaktionswärme bei konstantem Volumen nennt man Reaktionsenergie (ΔU).
Die Reaktionswärme bei konstantem Druck nennt man Reaktionsenthalpie (ΔH).
Vergleich der Energieschemata einer exothermen und einer endothermen Reaktion
Energiediagramme stellen die Enthalpieänderungen im Verlauf einer chemischen Reaktion dar. Sie vergleichen die Enthalpie der Endstoffe (H2) mit der der Ausgangsstoffe (H1). Ist die Enthalpie der Endstoffe geringer als die der Ausgangsstoffe, so ergibt sich für ΔH ein negativer Wert. Es liegt eine exotherme Reaktion vor, sie setzt also Energie frei.
Reaktionsenthalpie ΔH = H2 – H1 < 0
Merkmale exotherme Reaktion:
- Energie wird abgegeben!
- Energieabgabe an die Umgebung (z. B. als Wärmeenergie)
- Endstoffe sind energieärmer als Ausgangsstoffe
- Endstoffe mit niedrigerer inneren Energie
© Belinda Flemming: Reaktionsverlauf einer exothermen Reaktion, CC BY-SA
Beispiele für exotherme Reaktionen:
© Belinda Flemming: Verbrennungsreaktionen, CC BY-SA
Bei endothermen Reaktionen, also solchen, bei denen Energie aufgenommen wird, sind die Verhältnisse entsprechend umgekehrt. Im Energiediagramm liegen die Energiewerte der Endstoffe über den Ausgangsstoffen. Die Reaktionsenthalpie ist positiv: ΔH = H2 – H1 > 0
Auch hier kann Aktivierungsenergie erforderlich sein.
- Energie wird aufgenommen!
- Umwandlung in chemische Energie
- Endstoffe sind energiereicher als Ausgangsstoffe
- Endstoffe mit höherer inneren Energie
© Belinda Flemming: Reaktionsverlauf einer endothermen Reaktion, CC BY-SA