Energieumsatz bei chemischen Reaktionen

Wenn wir uns mit der Energie bei chemischen Reaktionen beschäftigen wollen, dass muss eine wichtige Grundlage zeurst angesprochen werden.

Der Energieerhaltungssatz ist eines der wichtigsten Grundlagen der Naturwissenschaften, auch für die Betrachtung der Energie bei chemischen Reaktionen. Es gab schon 1842 erste Experimente dazu, aber endgültig ausformuliert wurde dieser Satz 1847 von Hermann von Helmholtz. Auch wenn es im Laufe der Jahre immer wieder Zweifler gab, so gilt der Energieerhaltungssatz inzwischen als etabliert und gesichert.

Energieerhaltungssatz

Der Energieerhaltungssatz drückt aus, dass die Energie eine Erhaltungsgröße ist, dass also die Gesamtenergie eines abgeschlossenen Systems sich nicht ändert. Zwar kann Energie zwischen verschiedenen Energieformen umgewandelt werden, beispielsweise von Bewegungsenergie in Wärmeenergie. Energie kann auch aus einem System oder in ein System transportiert werden, es ist jedoch nicht möglich, Energie zu erzeugen oder zu vernichten. Die Energieerhaltung gilt als wichtiges Prinzip aller Naturwissenschaften.

Dieser Energieerhaltungs-Satz muss natürlich auch bei chemischen Reaktionen gelten, wenn scheinbar Energie beim Verbrennen von Holz erzeugt wird. Man sagt deshalb, dass Stoffe eine besondere Art an Energie haben, die man als chemische Energie bezeichnet. Wenn bei einer chemischen Reaktion Energie frei wird, dann wird chemische Energie in eine andere Energieform, wie zum Beispiel in Wärme- und Lichtenergie, umgewandelt.

DEFINITION Chemische Energie

Als chemische Energie wird die Energieform bezeichnet, die in Form einer chemischen Verbindung in einem Energieträger gespeichert ist und bei chemischen Reaktionen freigesetzt werden kann.

Wichtig zu wissen ist, dass man nicht eine Stoffportion betrachten und dann deren chemischen Energieinhalt genau bestimmen kann. Vielmehr sehen wir nur, wenn sich der Energieinhalt verändert, was dann bei chemischen Reaktionen messbar ist, wenn man zum Beispiel bestimmt, welche Menge an Wärmeenergie gewonnen werden kann.

Ein praktische Anwendung ist die Bestimmung der enthaltenen Kalorien (Kcal) einer Nahrungsmittelportion, die in einem sogenannten Bombenkaloriemeter bestimmt werden. Dabei wird Wasser erhitzt und man kann aus der Temperaturänderung der freiwerdende Energiemenge bestimmen.

Reaktionen, bei denen Energie frei wird

Als exotherm (griechisch ἔξω exo ,außen‘ und θερμός thermós ,warm‘, ,heiß‘, ,hitzig‘) bezeichnet man eine chemische Reaktion, wenn deren Produkte einen geringeren Energiegehalt haben als die Ausgangsstoffe. Gelegentlich werden exotherme Reaktionen auch pauschal definiert als Reaktionen, die Wärme abgeben.

Betrachten wir eine solche exotherme Reaktion im Video:

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Man sieht, dass bei der Energie frei wird, denn nach dem Anzünden mit einem heißen Glasstab sieht man, dass das Gemisch aus Schwefel und Zink zu Brennen anfängt und sich ein Glühen durch das Gemisch hindurchzieht. Dieses Glühen wird nicht durch den Glasstab hervorgerufen sondern durch die Energie, die bei der chemischen Reaktion frei wird. Und wzar ist das hier die folgende Reaktion:

• 

  Eisen reagiert mit

• 

  Schwefel zu

• 

  der Verbindung Eisensulfid.

In einem Energiediagramm kann man das so darstellen:

Typische exotherme Reaktionen sind:

• Feuer (Verbrennung) sowie
• Abbinden (= Aushärten) von Beton (erwärmt sich messbar, aber ohne Glühen!)

Es erscheint zunächst naheliegend anzunehmen, dass die exothermen Reaktionen gerade diejenigen Reaktionen seien, die freiwillig ablaufen, und dass sie um so heftiger abliefen, je mehr Wärme freigesetzt wird. In vielen Fällen verhalten sich die chemischen Reaktionen auch tatsächlich so. Es gibt aber auch exotherme Reaktionen, bei denen man gar nicht erkennen kann, dass Ernegie abgegeben wird, weil nur wenig Energie frei wird. Ganz freiwillig - also ohne Zutun - laufen aber auch die meisten exotermen Reaktionen nicht ab. Meist bedarf es einer Aktivierungsenergie, die zuerst zugeführt werden muss.

Die Aktivierungsenergie ist eine Art Energie-Barriere, die bei einer chemischen Reaktion von den Reaktionspartnern überwunden werden muss. Allgemein gilt: Je niedriger die Aktivierungsenergie, desto schneller/freiwlliger läuft die Reaktion ab. Im Verlauf einer chemischen Reaktion findet eine Umgruppierung der Atome, von den Edukten hin zu den Produkten statt, wobei alte Verbindungen aufgebrochen und neue Verbindungen geknüpft werden. Die Edukte durchlaufen dabei einen aktivierten Zustand, den sog. Übergangszustand (siehe Abbildung rechts, Kurvenmaximum), dessen Erreichen eine bestimmte Energie (Aktivierungsenergie) erfordert.

Katalysator (von der Katalyse – griechisch κατάλυσις katálysis, deutsch ‚Auflösung‘ mit lateinischer Endung) bezeichnet in der Chemie einen Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Senkung der Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Die Menge an freiwerdender Energie bleibt letztendlich aber identisch.

Seit der Antike werden chemische Reaktionen mit Hilfe von Katalysatoren ausgeführt. Erst Jöns Jakob Berzelius kam 1835 zu der Erkenntnis, dass eine Vielzahl von Reaktionen nur erfolgte, wenn ein bestimmter Stoff zugegen war, der jedoch nicht verbraucht wurde. Seiner Meinung nach wurden diese Stoffe nicht umgesetzt, lieferten jedoch durch ihre Anwesenheit die Energie über ihre katalytische Kraft. Er bezeichnete diese Stoffe als Katalysatoren.

Als Definition sollte man sich merken: Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Aktivierungsenergie einer Reaktion herabsetzt (er hilft sozusagen über den Energieberg). Er nimmt an der Reaktion teil, geht aber am Ende unverändert aus ihr hervor (er nimmt dann von neuem an der Reaktion teil). Die freiwerdende Reaktionsenergie wird nicht verändert. Dadurch wird die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, es laufen aber auch einige Reaktionen erst dann ab, wenn man eine Katalysator verwendet.

Ein typisches und bekanntes Beispiel ist der Autokatalysator der verhindern soll, dass unverbrannter oder nicht vollständig verbrannter Kraftstoff als Abgas aus dem Auspuff kommt. Hier wird die Reaktion mit Sauerstoff gefördert und so eine vollständige Verbrennung erreicht.

Das Gegenteil von einer Exothermen Reaktion ist eine Endotherme Reaktion. Als endotherm werden in der Chemie Reaktionen bezeichnet, bei denen Energie zugeführt werden muss. Eine endotherme Reaktion ist demnach eine Reaktion, bei der Energie, etwa in Form von Wärme, aus der Umgebung aufgenommen wird. Beispiele für endotherme Reaktionen sind die Photosynthese der Pflanzen oder Gewinnung von Wasserstoff in einer Elektrolyse aus Wasser mit Hilfe von Sonnenenergie. Dabei entstehen Stoffe, die einen höheren Energieinhalt haben als die Ausgangsstoffe. In den genannten Beispielen werden dabei Stoffe als Energiespeicher verwendet, die dann wiederum bei einer anderen chemischen Reaktion wieder Energie liefern können.