Spontane und unspontane Reaktionen

Definition: Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur, normaler Luftdruck) freiwillig ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das Mass für die Spontaneität ist die freie Enthalpie ΔG unter Einfluss der Enthalpie ΔH, der Entropie ΔS und der Temperatur.

Grundlegendes

Es kann zwischen drei Arten von Reaktionsabläufen unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die Zeit keinen Einfluss auf die Spontaneität hat.

• Spontane Reaktionen, rasch ablaufend

Beispiele: - Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss. - Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

• Spontane Reaktionen, langsam ablaufend

Beispiel: - Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden. Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

• Unspontane Reaktionen

Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen. Beispiel: - Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

Spontan oder unspontan?

Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die freie Enthalpie ΔG betrachtet werden. Es gilt: ΔG = ΔH - ΔS * T, T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298

• Schritt 1: Abschätzen der Reaktionsenthalpie
• Schritt 2: Abschätzen der Entropie ΔS, Eruierung der Temperatur falls diese von 298 K abweicht
• Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

• Ergibt sich einen Wert für ΔG°<0, verläuft die Reaktion spontan (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energieaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum).
• Ergibt sich einen Wert für ΔG°>0, verläuft die Reaktion unspontan (endergonisch) in einem abgeschlossenen System.

Bemerkungen

- Grundsätzlich gibt es je drei Möglichkeiten, wie eine Reaktion spontan/unspontan sein kann:

• a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G < 0, spontan
• b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig*, hier muss der Enthalpiefaktor ∆H überwiegen, somit ist ∆G < 0, spontan
• c) ∆S > 0 also günstig, ∆H > 0 also ungünstig, hier muss der Entropiefaktor ∆S überwiegen, dann ist ∆G < 0, spontan
• d) ∆S > 0 also ungünstig, ∆H < 0 also günstig, hier muss der Entropiefaktor ∆S überwiegen, dann ist ∆G > 0, unspontan
• e) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig, hier muss der Enthalpiefaktor ∆H überwiegen, somit ist ∆G < 0, unspontan
• f) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G > 0, unspontan

• günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
• ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

Beispielaufgaben

Hier: Vier Typen chemischer Reaktionen

Quellen

• Chemieunterlagen Buch "Elemente"
• Unterrichtsstoff Herr Deuber

Weblinks

• Swisseduc – Unterrichtsserver für Chemie