Das Energieprofil einer Reaktion zeigt den Energiegehalt der Teilchen entlang des Reaktionsweges. Die y-Achse gibt die Enthalpie ($H$) an, die x-Achse den Reaktionsfortschritt. Bei einer exothermen Reaktion liegt der Endzustand (Produkte) energetisch tiefer als der Anfangszustand (Edukte) — die Differenz $\Delta H$ ist negativ. Bei einer endothermen Reaktion liegt der Endzustand höher — $\Delta H$ ist positiv.
Die Aktivierungsenergie ($E_A$) ist die Energieschwelle, die überwunden werden muss, damit die Reaktion beginnt. Selbst exotherme Reaktionen benötigen eine Aktivierungsenergie — ein Katalysator senkt diese Schwelle, verändert aber nicht $\Delta H$.
Standardbildungsenthalpie ($\Delta H_f^\circ$) ist die Enthalpieänderung bei der Bildung von 1 mol einer Verbindung aus den Elementen in ihrem Standardzustand ($25 \, \text{°C}$, $1013 \, \text{hPa}$). Elemente im Standardzustand haben per Definition $\Delta H_f^\circ = 0$. Beispiele: $\Delta H_f^\circ(\text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}}) = -285,8 \, \text{kJ/mol}$, $\Delta H_f^\circ(\text{CO}_{2\text{(g)}}) = -393,5 \, \text{kJ/mol}$.
Verwandte Rechner: Satz von Hess | Verbrennungsrechner | Reaktionskinetik-Simulator
Der Satz von Hess ermöglicht die Berechnung von Reaktionsenthalpien aus bekannten Bildungsenthalpien: $\Delta H_{\text{Reaktion}} = \sum \Delta H_f^\circ(\text{Produkte}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{Edukte})$. Beispiel für die Verbrennung von Methan: $\Delta H = [\Delta H_f^\circ(\text{CO}_2) + 2 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{H}_2\text{O})] - [\Delta H_f^\circ(\text{CH}_4) + 2 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{O}_2)] = [-393,5 + 2 \cdot (-285,8)] - [-74,8 + 0] = -890,3 \, \text{kJ/mol}$.
Bindungsenergien erklären Enthalpieänderungen auf molekularer Ebene: Energie wird benötigt, um Bindungen zu brechen (endotherm), und wird frei, wenn neue Bindungen gebildet werden (exotherm). Die Reaktionsenthalpie ist die Differenz aus benötigter und freigesetzter Bindungsenergie. $\Delta H = \sum E(\text{gebrochene Bindungen}) - \sum E(\text{gebildete Bindungen})$.
Übungen
Zeichne ein Energieprofil (Enthalpiediagramm) für eine exotherme Reaktion und beschrifte: Edukte, Produkte, Aktivierungsenergie $E_A$, Reaktionsenthalpie $\Delta H$ und den Übergangszustand. Gib an, ob $\Delta H$ positiv oder negativ ist.
Berechne die Standardreaktionsenthalpie für die Verbrennung von Ethan ($\ce{C2H6}$) mit den gegebenen Standardbildungsenthalpien: $\Delta H_f^\circ(\ce{C2H6}) = -84,7\,\text{kJ/mol}$, $\Delta H_f^\circ(\ce{CO2}) = -393,5\,\text{kJ/mol}$, $\Delta H_f^\circ(\ce{H2O(l)}) = -285,8\,\text{kJ/mol}$. Die vollständige Verbrennung liefert $\ce{CO2}$ und $\ce{H2O}$.
Gegeben sei die Reaktionsfolge:
- $\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}$ mit $\Delta H_1 = -394\,\text{kJ/mol}$
- $\ce{H2(g) + 1/2 O2(g) -> H2O(l)}$ mit $\Delta H_2 = -286\,\text{kJ/mol}$
- $\ce{2C(s) + 3H2(g) + 1/2 O2(g) -> C2H5OH(l)}$ mit $\Delta H_3 = -278\,\text{kJ/mol}$ Berechne mithilfe des Satzes von Hess die Verbrennungsenthalpie von Ethanol: $\ce{C2H5OH(l) + 3O2(g) -> 2CO2(g) + 3H2O(l)}$.
Berechne die Reaktionsenthalpie für die Reaktion $\ce{H2 + Br2 -> 2HBr}$ aus folgenden Bindungsenthalpien: $\ce{H-H} = 436\,\text{kJ/mol}$, $\ce{Br-Br} = 193\,\text{kJ/mol}$, $\ce{H-Br} = 366\,\text{kJ/mol}$. Warum weicht der berechnete Wert meist geringfügig vom experimentellen Messwert ab?
Erkläre den Unterschied zwischen der Aktivierungsenergie $E_A$ und der Reaktionsenthalpie $\Delta H$ in einem Energieprofil. Warum kann eine stark exotherme Reaktion dennoch eine hohe Aktivierungsenergie besitzen? Nenne ein Alltagsbeispiel.
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- Der Satz von Hess – Die Reaktionsenthalpie ist unabhängig vom Reaktionsweg. Sie kann aus den Bildungsenthalpien der Produkte und Edukte berechnet werden.