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Chemie 7

Chemie 7
Chemische Reaktionen

Wann laufen chemische Reaktionen freiwillig ab?

Spontanität

Zunächst sollte ein häufiges Missverständnis geklärt werden:
Eine “spontane” Reaktion ist eine Reaktion die freiwillig ablaufen.
(Die Bedeutung von “Spontanität” hat in der Thermodynamik kaum etwas mit der aus dem allgemeinen Sprachgebrauch zu tun.)

Eine Reaktion läuft genau dann freiwilli ab wenn die Änderung der Freien Enthalpie ΔG kleiner als null, also negativ ist.

ΔG<0 : exergone Reaktion (läuft freiwillig ab)
ΔG>0 : endergone Reaktion (läuft freiwillig ab).
Wobei gilt:

ΔG = ΔH -T*ΔS

mit:
ΔH= Enthalpieänderung (Reaktionswärme)
T: Temperatur in Kelvin
ΔS = Entropieänderung

Dadurch entstehen vier mögliche Situationen:

  1. Immer” Reaktion
    Eine exotherme Reaktion (ΔH<0), bei der “Unordnung” entsteht, also Entropie zunimmt, läuft “immer”, also bei jeder Temperatur freiwillig ab. Typische Beispiele sind viele Verbrennungen:
    Exotherme Reaktionen, bei denen Gase entstehen. Gase haben hohe Entropie. Wenn die Gasmolzahl zunimmt ist ΔS stets positiv, daher trägt es dazu bei, dass ΔG negativ wird.
  2. “Bis” Reaktionen
    Exotherme Reaktionen (ΔH<0) bei denen “Ordnung” entsteht, ΔS also negativ ist, (ΔS<0) die Entropie weniger daher abnimmt. Wenn die Temperatur zu hoch ist wird der Term T*ΔS größer als ΔH und ΔG ist damit positiv:
    ΔG = ΔH -T*ΔS
    Diese Reaktionen sind daher nur bis zu einer bestimmten Temperatur spontan.
    Beispiele: Polymerisationen, Kristallisation
  3. “Ab” Reaktionen
    Endotherme Reaktionen (ΔH>0)  bei denen “Unordnung” entsteht, ΔS also positiv ist, die Entropie zunimmt. Wenn die Temperatur zu niedrig ist, ist  der Term T*ΔS kleiner ΔH. ΔG ist damit positiv:
    ΔG = ΔH -T*ΔS >0
    Diese Reaktionen sind daher nur ab einer bestimmten Temperatur spontan.
    Beispiele: Schmelzen, Hochofenprozesse (FeO + C –> Fe + CO)
  4.  “Nie” Reaktion:
    Endotherme Prozesse, bei denen Ordnung entsteht, laufen niemals (“bei keinem Wetter!”) freiwillig ab. Sie können aber durch Kopplung mit anderen Prozessen ermöglicht werden.
    Beispiel:
    Photosynthese:
    Ein Gasmolekül (CO2) als Zucker zu binden ist als alleinstehende Reaktion thermodynamisch unmöglich.: CO2 als dreiatomis Gas hat eine höhere Entropie als O2 und in organischen Zucker gebunden eine chemische Energie  die durch Verbrennung als Enthalpie freigesetzt wird.
    Grünpflanzen koppeln diese Assimilierung von anorganischen Kohlenstoff zu orgaischen Kohlenstoff mit dem Verbrauch von ATP und der Spaltung einer Pentose, wodurch ΔG der Gesamtreaktion negativ wird und d amit erst die Photosythese ermöglicht:
    CO2 +  ATP + Pentose(C5) + H2O –> 2 Triosen (C3) + ADP + Phosphat + O2
    (stark vereinfacht ; Das ATP wiederum wird vorher durch Lichtenergie hergestellt.)

Typische Testfragen