Reaktionsgleichungen, Wärmebeteiligung und Freiwilligkeit

Chemische Reaktionen beschreiben die Umwandlung von Stoffen, bei der aus Edukten neue Produkte entstehen. Damit eine Reaktion korrekt dargestellt wird, müssen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung gleich viele Atome jedes Elements vorkommen – die Massenerhaltung bzw. Energieerhaltung gilt immer. Die tiefgestellten Zahlen in einem Molekül heißen Indices, die Zahlen vor den Molekülen sind Koeffizienten und dienen zum Ausgleichen der Gleichung.

Ein einfaches Beispiel ist die Knallgasreaktion, also die Bildung von Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff:

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

Hier zeigen die Koeffizienten, dass zwei Moleküle Wasserstoff mit einem Molekül Sauerstoff reagieren und dabei zwei Moleküle Wasser entstehen.

Ein weiteres typisches Beispiel ist die vollständige Verbrennung von Methan. Dabei werden zuerst Kohlenstoff und Wasserstoff ausgeglichen, bevor man sich um den Sauerstoff kümmert:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Reaktionen können außerdem mit einer Energieänderung verbunden sein. Bei exothermen Reaktionen wird Energie in Form von Wärme oder Licht frei, während endotherme Reaktionen eine Energiezufuhr benötigen, um ablaufen zu können. Jede Reaktion – egal ob exo- oder endotherm – benötigt zudem eine Aktivierungsenergie, um gestartet zu werden.

Ob eine Reaktion freiwillig abläuft, hängt jedoch nicht allein davon ab, ob sie exotherm oder endotherm ist. Entscheidend ist die freie Gibbs-Energie ΔG, die beschreibt, ob die Produkte energetisch günstiger liegen als die Edukte. Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung verknüpft die Enthalpie ΔH (Wärmeinhalt) und die Entropie ΔS (Unordnung) miteinander:

ΔG = ΔH – T·ΔS

Eine Reaktion ist freiwillig (spontan), wenn ΔG < 0 ist. Dabei gilt:

• ΔH < 0 und ΔS > 0 → immer spontan, unabhängig von der Temperatur

• ΔH < 0 und ΔS < 0 → spontan nur bei niedrigen Temperaturen

• ΔH > 0 und ΔS > 0 → spontan nur bei hohen Temperaturen

• ΔH > 0 und ΔS < 0 → nie spontan

Die Temperatur spielt somit eine wichtige Rolle, weil der Term T·ΔS bei hohen Temperaturen stärker ins Gewicht fällt. Ein klassisches Beispiel ist das Schmelzen von Eis: Sowohl ΔH als auch ΔS sind positiv – deshalb wird der Prozess erst über 0 °C freiwillig.

Wichtig ist außerdem, dass „spontan“ nicht „schnell“ bedeutet. Eine Reaktion kann thermodynamisch freiwillig sein, aber kinetisch extrem langsam ablaufen. Ein bekanntes Beispiel ist die theoretische Umwandlung von Diamant zu Graphit: Thermodynamisch wäre Graphit stabiler (ΔG < 0), doch die Aktivierungsenergie des Prozesses ist so hoch, dass Diamant unter Normalbedingungen praktisch unendlich stabil bleibt und nur in sehr langen Zeitspannen umgewandelt werden würde.

Katalysatoren senken die Aktivierungsenergie einer Reaktion und beschleunigen dadurch die Reaktionsgeschwindigkeit. Sie werden nicht verbraucht und beeinflussen nicht die Lage eines chemischen Gleichgewichts – sie sorgen lediglich dafür, dass dieses schneller erreicht wird.