Reaktionsenthalpie

Grundidee und Definition

Die Reaktionsenthalpie ΔH_R beschreibt die Änderung der Enthalpie während einer chemischen Reaktion. Sie gibt damit den Energieumsatz einer Reaktion an, wenn diese bei konstantem Druck abläuft. Eine solche Zustandsänderung heißt isobar.

Nach dem Hess’schen Wärmesatz hängt die Reaktionsenthalpie bei gleichem Endzustand nicht davon ab, auf welchem Weg die Reaktion abläuft oder ob Energie während der Reaktion als Wärme oder als Arbeit aufgenommen oder abgegeben wird. Entscheidend sind nur Anfangs- und Endzustand.

Die Reaktionsenthalpie ist die Differenz der Enthalpien von Produkten und Reaktanten:

ΔH_R = H_Produkte − H_Reaktanten

Da innere Energie, besonders bei realen Gasen, von Temperatur und Druck abhängt, lassen sich Energiebilanzen verschiedener Reaktionen nur direkt vergleichen, wenn gleiche Außenbedingungen gelten. Dafür verwendet man meist Standardbedingungen, seltener Normalbedingungen. Die Reaktionsenthalpie unter Standardbedingungen heißt Standardreaktionsenthalpie ΔH_R^0.

Molare Reaktionsenthalpie und Reaktionsenergie

In der Chemie wird häufig die molare Reaktionsenthalpie verwendet. Dabei wird die Reaktionsenthalpie auf die Stoffmengen bezogen, die in der zugrundegelegten Reaktionsgleichung vorkommen. Die Einheit ist Joule pro Mol (J/mol).

Bildungsenthalpien organischer Substanzen können mit der Benson-Methode berechnet werden.

Von der Reaktionsenthalpie zu unterscheiden ist die Reaktionsenergie. Sie beschreibt den Energieumsatz, wenn eine Reaktion bei konstantem Volumen abläuft. Eine solche Zustandsänderung heißt isochor. Der Unterschied zwischen Reaktionsenergie und Reaktionsenthalpie entspricht der Arbeit, genauer der Verschiebungsarbeit, die bei konstantem Druck durch eine Volumenänderung entsteht.

Vorzeichen und Reaktionstypen

Das Vorzeichen von ΔH_R zeigt an, ob ein System insgesamt Energie abgibt oder aufnimmt. Die Energiebilanz wird für das betrachtete System angegeben.

Ist ΔH_R negativ, liegen die Produkte energetisch tiefer als die Edukte. Dann wird insgesamt Energie abgegeben:

ΔH_R < 0 ⇔ H_Produkte < H_Edukte

Wenn die freiwerdende Energie nicht in eine andere Energieform umgewandelt wird, wird Wärme freigesetzt und die Probe erwärmt sich. Eine solche Reaktion heißt exotherm.

Ist ΔH_R positiv, liegen die Produkte energetisch höher als die Edukte. Dann muss Energie aufgenommen werden:

ΔH_R > 0 ⇔ H_Produkte > H_Edukte

Die nötige Energie wird häufig der Umgebungswärme entnommen; dadurch wird die Umgebung kälter. Prozesse, bei denen Wärme aufgenommen wird, heißen endotherm.

Abschätzung und Berechnung

Bei Reaktionen molekularer Stoffe kann man das Vorzeichen der Reaktionsenthalpie ΔH_R grob aus den Bindungen abschätzen, die während der Reaktion aufgebrochen und neu gebildet werden.

Diese Abschätzung beruht auf der Beobachtung, dass polare Bindungen stabiler und damit energieärmer sind als unpolare Bindungen. Gibt es in den Produktmolekülen mehr polare Bindungen als in den Eduktmolekülen, ist die Reaktion exotherm. Im umgekehrten Fall ist sie endotherm.

Ein genauerer Weg ist die Differenzrechnung mit den Bildungsenthalpien der Edukte und Produkte. Dabei wird die Reaktionsenthalpie aus den Enthalpien der gebildeten und verbrauchten Stoffe bestimmt.

Temperaturabhängigkeit

Die Reaktionsenthalpie ist wie die Bildungsenthalpie temperaturabhängig. Wenn in einem betrachteten Temperaturintervall von T_1 nach T_2 kein Phasenübergang stattfindet, gilt für die Enthalpie bei T_2:

H(T_2) = H(T_1) + ∫ von T_1 bis T_2 C_p · dT

C_p ist die Wärmekapazität bei konstantem Druck. Wenn C_p im gewählten Temperaturbereich ungefähr konstant bleibt, kann sie näherungsweise vor das Integral gezogen werden.

Für eine Reaktion ergibt sich daraus das Kirchhoffsche Gesetz:

ΔH_R(T_2) = ΔH_R(T_1) + ∫ von T_1 bis T_2 Δ_R C_p · dT

Dabei ergibt sich Δ_R C_p aus den molaren Wärmekapazitäten der an der Reaktion beteiligten Stoffe und ihren stöchiometrischen Faktoren ν:

Δ_R C_p = Σ von k=1 bis N ν_k · C_p,k

Verwandte thermodynamische Größen

Die Reaktionsenthalpie gehört zu mehreren thermodynamischen Größen, die je nach Bedingungen verwendet werden.

Bei konstantem Druck sind besonders verwandt: Enthalpie, Gibbs-Energie beziehungsweise freie Enthalpie und chemisches Potential.

Bei konstantem Volumen stehen die innere Energie und die Helmholtz-Energie im Zusammenhang mit dem Energieumsatz.