Energetik

Die Energetik beschäftigt sich mit den Energieveränderungen, die bei chemischen Reaktionen auftreten. Energie spielt eine zentrale Rolle in der Chemie – sie bestimmt, ob eine Reaktion abläuft und wie schnell sie erfolgt.

Was ist Energie?

Energie ist die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten oder Wärme zu übertragen. In der Chemie betrachten wir hauptsächlich zwei Formen:

Wärmeenergie (thermische Energie): Bewegungsenergie von Teilchen
Chemische Energie: Energie, in chemischen Bindungen gespeichert

Energieeinheiten

Joule (J): SI-Einheit der Energie
Kilojoule (kJ): 1.000 J
Kalorie (cal): Veraltet, 1 cal = 4,184 J

Exotherme und Endotherme Reaktionen

Exotherme Reaktionen 🔥

Bei exothermen Reaktionen wird Energie abgegeben – das System verliert Energie an die Umgebung.

Merkmale:

Temperaturerhöhung (wird warm)
$\Delta H < 0$ (negativ)
Energie wird freigesetzt

Beispiele:

Verbrennung von Methan: $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ ($\Delta H = -890 \text{ kJ/mol}$)
Neutralisation: $\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$
Rosten von Eisen: $\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}$

Endotherme Reaktionen ❄️

Bei endothermen Reaktionen wird Energie aufgenommen – das System nimmt Energie aus der Umgebung auf.

Merkmale:

Temperaturerniedrigung (wird kalt)
$\Delta H > 0$ (positiv)
Energie wird benötigt

Beispiele:

Verdunstung von Wasser
Fotosynthese: $\ce{6CO2 + 6H2O -> C6H12O6 + 6O2}$ ($\Delta H = +2808 \text{ kJ/mol}$)
Lösen von Ammoniumnitrat in Wasser (Kältemischung)

Reaktionsenthalpie (ΔH)

Die Reaktionsenthalpie ΔH (Delta H) beschreibt die Wärmemenge, die bei einer Reaktion auftritt.

ΔH-Berechnung

$$\Delta H = H(\text{Produkte}) - H(\text{Edukte})$$

$\Delta H < 0$: Exotherm (Energie wird freigesetzt)
$\Delta H > 0$: Endotherm (Energie wird aufgenommen)
$\Delta H = 0$: Keine Energieänderung (thermoneutral)

Beispiel: Verbrennung von Wasserstoff

$$\ce{2H2 + O2 -> 2H2O} \quad \Delta H = -572 \text{ kJ/mol}$$

Das bedeutet: 572 kJ Energie werden pro mol umgesetzten Wasserstoffs freigesetzt.

Hessscher Satz

Der Hesssche Satz (Satz von Hess) besagt:

Die Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion ist unabhängig vom Reaktionsweg. Sie hängt nur vom Anfangs- und Endzustand ab.

Praktische Anwendung

Man kann Reaktionsenthalpien berechnen, indem man bekannte Reaktionen addiert:

Beispiel: Bildung von CO₂ aus C und O₂

Reaktion 1: $\ce{C + O2 -> CO2}$ $\Delta H_1 = -393 \text{ kJ/mol}$

Reaktion 2: $\ce{C + 1/2 O2 -> CO}$ $\Delta H_2 = -111 \text{ kJ/mol}$

Reaktion 3: $\ce{CO + 1/2 O2 -> CO2}$ $\Delta H_3 = \text{?}$

Laut Hess: $\Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3$

$-393 = -111 + \Delta H_3$

$\Delta H_3 = -282 \text{ kJ/mol}$

Bindungsenthalpien

Die Bindungsenthalpie ist die Energie, die notwendig ist, um eine chemische Bindung zu spalten.

Typische Bindungsenthalpien

Bindung	Enthalpie (kJ/mol)
H-H	436
O=O	498
O-H	463
C-C	348
C=C	614
C≡C	839

Berechnung mit Bindungsenthalpien

$$\Delta H = \Sigma(\text{Bindungsenthalpien Edukte}) - \Sigma(\text{Bindungsenthalpien Produkte})$$

Beispiel: $\ce{H2 + 1/2 O2 -> H2O}$

Edukte:

$1 \times \text{H-H}: 436 \text{ kJ/mol}$
$\frac{1}{2} \times \text{O=O}: \frac{1}{2} \times 498 = 249 \text{ kJ/mol}$
Summe: $685 \text{ kJ/mol}$

Produkte:

$2 \times \text{O-H}: 2 \times 463 = 926 \text{ kJ/mol}$

$$\Delta H = 685 - 926 = \textbf{-241 kJ/mol} \quad \text{(exotherm)}$$

Aktivierungsenergie

Die Aktivierungsenergie Eₐ ist die minimale Energie, die Reaktanten benötigen, um eine Reaktion zu starten.

         Aktivierungsenergie (Eₐ)
                  ↓
Edukte ─────────→ Übergangszustand ─────────→ Produkte
           ↑                    ↑
           |                    |
      Reaktionsweg          Energie

Katalysatoren

Ein Katalysator senkt die Aktivierungsenergie, ohne selbst verbraucht zu werden.

Beispiele: Enzyme in der Biologie, Platin im Katalysatorauto
Vorteil: Reaktion läuft bei niedrigerer Temperatur ab

Spontaneität von Reaktionen

Nicht jede exotherme Reaktion läuft spontan ab. Die Spontaneität hängt von zwei Faktoren ab:

1. Enthalpie (ΔH)

ΔH < 0: Begünstigt spontane Reaktion
ΔH > 0: Ungünstig für spontane Reaktion

2. Entropie (ΔS)

Die Entropie ist ein Maß für die Unordnung eines Systems.

ΔS > 0: Zunahme der Unordnung (begünstigend)
ΔS < 0: Abnahme der Unordnung (ungünstig)

Gibbs-Energie (ΔG)

Die freie Enthalpie (Gibbs-Energie) entscheidet über Spontaneität:

ΔG = ΔH - T·ΔS

ΔG < 0: Reaktion läuft spontan ab
ΔG > 0: Reaktion läuft nicht spontan ab
ΔG = 0: System im Gleichgewicht

Beispiel bei verschiedenen Temperaturen

Für die Reaktion: N₂O₄(s) → 2NO₂(g)

ΔH = +57 kJ/mol (endotherm)
ΔS = +176 J/(mol·K) (Zunahme der Unordnung)

Bei T = 298 K (25°C): ΔG = 57 - 298·0,176 = +4,6 kJ/mol (nicht spontan)

Bei T = 400 K (127°C): ΔG = 57 - 400·0,176 = -13,4 kJ/mol (spontan)

Energetische Diagramme

Exotherme Reaktion

Energie
  ↑
  │    Edukte
  │─────╲
  │      ╲
  │       ╲ ΔH < 0
  │        ╲
  │         ╲_________ Produkte
  │
  └──────────────────→ Reaktionskoordinate

Endotherme Reaktion

Energie
  ↑
  │              Produkte
  │              ╱
  │             ╱ ΔH > 0
  │            ╱
  │    Edukte ╱
  │─────╱─────
  │
  └──────────────────→ Reaktionskoordinate

Praktische Anwendungen

1. Heizwerte und Brennwerte

Heizwert: Energie bei Verbrennung ohne Wasserkondensation
Brennwert: Energie inklusive Kondensationswärme von Wasser

Beispiel Methan:

Heizwert: 36 MJ/kg
Brennwert: 39,8 MJ/kg

2. Neutralisationswärme

Die Neutralisation von starken Säuren und Laugen:

H⁺ + OH⁻ → H₂O     ΔH = -57,6 kJ/mol

3. Lösungsenergie

Beim Lösen von Stoffen:

Gitterenergie wird benötigt (endotherm)
Hydratationsenergie wird freigesetzt (exotherm)

Gesamt: ΔH = Hydratationsenergie - Gitterenergie

Experimente

Experiment 1: Exotherme Reaktion

Materialien: Stahlwolle, Feuerzeug, Wärmefläschchen

Durchführung:

Stahlwolle entzünden
In ein Wärmefläschchen halten
Temperaturanstieg messen

Erklärung: Oxidation von Eisen ist exotherm (ΔH < 0)

Experiment 2: Endotherme Reaktion

Materialien: Bariumhydroxid, Ammoniumthiocyanat, Holzblock, Tropfen Wasser

Durchführung:

Beide Stoffe mischen
Mischung auf Holzblock mit Wasserstropfen stellen
Wasser gefriert fest

Erklärung: Lösungsvorgang ist endotherm (ΔH > 0)

Lernziele

Nach Abschluss dieses Themenbereichs sollten Sie:

✅ Exotherme und endotherme Reaktionen unterscheiden können
✅ Die Reaktionsenthalpie ΔH berechnen können
✅ Den Hessschen Satz anwenden können
✅ Bindungsenthalpien nutzen können
✅ Aktivierungsenergie und Katalyse erklären können
✅ Die Spontaneität mit ΔG beurteilen können
✅ Energetische Diagramme interpretieren können

Weiterführende Themen

Gleichgewicht und Geschwindigkeit – Reaktionskinetik
Redoxreaktionen und Elektrochemie – Elektrochemische Energie
Analytische Methoden – Kalorimetrie