Vier Typen chemischer Reaktionen

Wichtig hierbei ist, dass man sich die Formel der freien Enthalpie (Die freie Enthalpie ΔG) vor Augen hält. ∆G = ∆H - T * ∆S

Spontane Reaktion ∆H<0 und ∆S>0

Beide Faktoren sprechen für eine spontane Reaktion, das heisst, dass sie in einem abgeschlossenen System, unabhängig von T, von selbst ablaufen kann. Die Veränderung von T würde den Vorgang höchstens beschleunigen, wenn man T erhöht, umgekehrt verlangsamen, wenn man T senkt, weil die Wahrscheinlichkeit für das Zusammentreffen von verschiedenen Teilchen jeweils zu- oder abnimmt.

Verbrennungsreaktionen gehören zu dieser Gruppe.

Bsp:



ΔH ist sehr günstig, weil:
-Beim Nitroglycerin kommen zum Teil schwache Bindungen vor (bei den Wasserstoffatomen).
-Riesiges Molekül, das viel Energie braucht um zusammengehalten zu werden. 
-Die Produkte sind sehr kleine Moleküle und Verbindungen, braucht weniger Energie um zusammengehalten zu werden.
-Produkte sind zum Teil auch polar.
ΔS ist sehr günstig, weil:
-Aggregatszustand bei allen Produkten ist gasförmig.
-Die Teilchenanzahl nimmt von 4 auf 29 zu.
Dagegen spricht nur, dass in den Produkten 6 elementare Verbindungen vorkommen, doch dies ist irrelevant.
(Hinweis: Diese Reaktion reagiert ohne die Zugabe von Sauerstoff, was für Sprengstoff eine wichtige Rolle spielt)

Unspontane Reaktion ∆H>0 und ∆S<0

Beide Faktoren sprechen gegen eine spontane Reaktion, das heisst, dass sie in einem abgeschlossenen System bei gegebenen Bedingungen, unabhängig von T, nie von selbst ablaufen kann. Trotzdem können diese Reaktionen in einem geschlossenen oder offenen System ablaufen, indem man Energie oder Elektronen dazu gibt.

Bsp: Photosynthese
 
6 CO2(g) + 6 HH2O → C6H12O6 + 6 O2

∆H>0 und somit endotherm, also ungünstig
∆S<0 ist ungünstig, weil
- Aus 6 Teilchen (g) und 6 Teilchen (l) wird 1 (s) und 6(g) (Aggregatszustand und Anzahl Teilchen sind unwahrscheinlicher)

Dennoch geschieht diese Reaktion täglich in Pflanzen. Der Grund:
In der Natur sind wir nicht in einem abgeschlossenen System, sondern in einem offenen.
Die Sonneneinstrahlung liefert die nötige Energie für die Reaktion.

Dilemmareaktionen

Dilemmareaktionen sind Reaktion, bei denen der eine Faktor günstig, der andere aber ungünstig ist. Nun kommt es auf die Temperatur T drauf an, ob die Reaktion spontan ist oder nicht.

∆H<0 und ∆S<0

Weil ∆H<0 und somit günstig ist, sollte T möglichst klein sein, damit der ungünstige Faktor ∆S<0 eine möglichst kleine Rolle spielt und die freie Enthalpie ∆G somit auch möglichst negativ, bzw. günstig wird. (beachte: - - gibt +)

Bsp:
NH3(g) + HCl(g) → NH4+Cl-(s)

ΔH: günstig, weil:
- Ionenbindung, günstig
ΔS: ungünstig, weil:
- Aggregatzustand wird von Gasförmig zu fest: sehr ungünstig
- 2 Teilchen → 1 Teilchen: ungünstig
So muss die Temperatur möglichst klein sein, damit die Unordnung kleiner wird,
wodurch die Ionenbildungsenthalpie überwiegt und die Reaktionspontan abläuft.

∆H>0 und ∆S>0

Weil ∆H>0 und somit ungünstig ist, sollte T möglichst gross sein, damit der günstige Faktor ∆S>0 eine möglichst grosse Rolle spielt und die freie Enthalpie ∆G somit auch möglichst negativ, bzw. günstig wird.

Bsp:
Na+Cl- (s)→ Na+Cl- (gelöst)

Ionengitter, bzw. Salze, sind schwer löslich, da sie wegen ihrer starken Kräfte sehr gut zusammenhalten.
Erhöht man die Temperatur, geht dies einiges besser, da man die Zahl der Zusammenstösse der Teilchen erhöht und intensiviert.
Das Gitter fällt eher auseinander.

Quellen

• Chemieunterlagen

Weblinks

• Swisseduc – Unterrichtsserver für Chemie