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Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-16T08:00:39Z

Ebrandes: /* Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

'''Beobachtung: Sehr viele freiwillige Reaktionen verlaufen exotherm unter Abgabe von Energie.'''

Wenn eine Reaktion bei konstantem Druck, also isobar, stattfindet, ist die Enthalpie-Abnahme zahlenmässig gleich, wie die der abgegebenen Wärmemenge. Im isobaren Zustand geben die exothermen Reaktionen also Wärme an die Umgebung ab.

Energetische Analyse:

Bei der energetischen Analyse einer exothermen Reaktion wird die Energieverteilung zwischen dem System und seiner Umgebung betrachtet.

Setzt die chemische Reaktion Energie frei, bedeutet das, dass die Produkte der Reaktion eine geringere Enthalpie haben als die Edukte der Reaktion.

Diese Energie wird als Wärme an die Umgebung abgegeben.

Weil die Reaktion bei konstantem Druck stattfindet, ist die freigesetzte Wärme gleich wie die Abnahme der Enthalpie des Systems.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen.
Bei diesen Reaktionen wird elektrische Energie (Epot) in Bewegungsenergie (Ekin) umgewandelt und es entsteht Wärme.
Epot → Ekin → Wärme

Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

Für eine Falsifizierung wird grundsätzlich nur '''ein''' Gegenbeispiel benötigt.

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

[[Bild:Tabelle_Reaktion.png|550px|]]

Ein Video dieser Reaktion zum besseren Verständnis:

https://www.dropbox.com/scl/fi/o5awyhhqlptmhx7dqdpbp/BaOH-ATC.mp4?rlkey=feny4hkase3ytpaio0ug1tce2&dl=0

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

[[Bild:Zufällige_Teilchenbewegung2.png|400px|]]

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-16T07:48:14Z

Ebrandes: /* Überprüfung der Hypothese */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

'''Beobachtung: Sehr viele freiwillige Reaktionen verlaufen exotherm unter Abgabe von Energie.'''

Wenn eine Reaktion bei konstantem Druck, also isobar, stattfindet, ist die Enthalpie-Abnahme zahlenmässig gleich, wie die der abgegebenen Wärmemenge. Im isobaren Zustand geben die exothermen Reaktionen also Wärme an die Umgebung ab.

Warum?

Energetische Analyse:

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen.
Bei diesen Reaktionen wird elektrische Energie (Epot) in Bewegungsenergie (Ekin) umgewandelt und es entsteht Wärme.
Epot → Ekin → Wärme

Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

Für eine Falsifizierung wird grundsätzlich nur '''ein''' Gegenbeispiel benötigt.

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

[[Bild:Tabelle_Reaktion.png|550px|]]

Ein Video dieser Reaktion zum besseren Verständnis:

https://www.dropbox.com/scl/fi/o5awyhhqlptmhx7dqdpbp/BaOH-ATC.mp4?rlkey=feny4hkase3ytpaio0ug1tce2&dl=0

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

[[Bild:Zufällige_Teilchenbewegung2.png|400px|]]

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Datei:Tabelle Reaktion.png

2024-06-16T07:39:00Z

Ebrandes:

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:25:03Z

Ebrandes: /* Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

'''Beobachtung: Sehr viele freiwillige Reaktionen verlaufen exotherm unter Abgabe von Energie.'''

Wenn eine Reaktion bei konstantem Druck, also isobar, stattfindet, ist die Enthalpie-Abnahme zahlenmässig gleich, wie die der abgegebenen Wärmemenge. Im isobaren Zustand geben die exothermen Reaktionen also Wärme an die Umgebung ab.

Warum?

Energetische Analyse:

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen.
Bei diesen Reaktionen wird elektrische Energie (Epot) in Bewegungsenergie (Ekin) umgewandelt und es entsteht Wärme.
Epot → Ekin → Wärme

Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

Für eine Falsifizierung wird grundsätzlich nur '''ein''' Gegenbeispiel benötigt.

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

'''Tabelle'''

Ein Video dieser Reaktion zum besseren Verständnis:

https://www.dropbox.com/scl/fi/o5awyhhqlptmhx7dqdpbp/BaOH-ATC.mp4?rlkey=feny4hkase3ytpaio0ug1tce2&dl=0

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

[[Bild:Zufällige_Teilchenbewegung2.png|400px|]]

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:23:21Z

Ebrandes: /* Zufällige Teilchenbewegung */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen.
Bei diesen Reaktionen wird elektrische Energie (Epot) in Bewegungsenergie (Ekin) umgewandelt und es entsteht Wärme.
Epot → Ekin → Wärme

Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

Für eine Falsifizierung wird grundsätzlich nur '''ein''' Gegenbeispiel benötigt.

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

'''Tabelle'''

Ein Video dieser Reaktion zum besseren Verständnis:

https://www.dropbox.com/scl/fi/o5awyhhqlptmhx7dqdpbp/BaOH-ATC.mp4?rlkey=feny4hkase3ytpaio0ug1tce2&dl=0

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

[[Bild:Zufällige_Teilchenbewegung2.png|400px|]]

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Datei:Zufällige Teilchenbewegung2.png

2024-06-14T21:22:47Z

Ebrandes:

Datei:Zufällige Teilchenbewegung.jpg

2024-06-14T21:19:57Z

Ebrandes:

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:18:31Z

Ebrandes: /* Überprüfung der Hypothese */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen.
Bei diesen Reaktionen wird elektrische Energie (Epot) in Bewegungsenergie (Ekin) umgewandelt und es entsteht Wärme.
Epot → Ekin → Wärme

Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

Für eine Falsifizierung wird grundsätzlich nur '''ein''' Gegenbeispiel benötigt.

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

'''Tabelle'''

Ein Video dieser Reaktion zum besseren Verständnis:

https://www.dropbox.com/scl/fi/o5awyhhqlptmhx7dqdpbp/BaOH-ATC.mp4?rlkey=feny4hkase3ytpaio0ug1tce2&dl=0

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:06:49Z

Ebrandes: /* Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen.
Bei diesen Reaktionen wird elektrische Energie (Epot) in Bewegungsenergie (Ekin) umgewandelt und es entsteht Wärme.
Epot → Ekin → Wärme

Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:04:27Z

Ebrandes: /* Exotherme Reaktion */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

'''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:'''

2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:02:50Z

Ebrandes: /* Exotherme Reaktion */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

''Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:''

Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:
2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T21:00:35Z

Ebrandes: /* Exotherme Reaktion */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:
2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Wenn unpolare, energiereiche Bindungen zu polaren, energiearmen Bindungen werden, ist ΔH<0.

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T20:57:47Z

Ebrandes: /* Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Warum verlaufen sehr viele exotherme Reaktionen freiwillig? ==

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

Analyse der Bindungskräfte bei Knallgasreaktionen:
2H2 + O2 → 2H2O

[[Bild:Knallgasreaktion.png|400px|]]

Eine weitere wichtige Erkenntnis ist, dass Steine stets nach unten rollen.
Steine rollen nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Datei:Knallgasreaktion.png

2024-06-14T20:56:02Z

Ebrandes:

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T20:48:19Z

Ebrandes: /* Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Warum gibt es freiwillige und unfreiwillige Reaktionen? ==
Chemische Stoffe besitzen von Natur aus eine gewisse Energiemenge. Diese Energie kann entweder ausreichen, um eine Reaktion zum Ablauf zu bringen, oder nicht. Während einer Reaktion kann die chemische Energie dabei in Wärme umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden je nach ihrer Spontanität beziehungsweise Freiwilligkeit in zwei Gruppen unterteilt: freiwillige und unfreiwillige Reaktionen.

Freiwillige Reaktionen treten von selbst auf. Es muss keine externe Energie hinzugefügt werden und diese Reaktionen sind dadurch gekennzeichnet, dass sie zu einer Abnahme der Energie im gesamten chemischen Reaktionssystem führen. Ein Beispiel dafür ist das Rosten von Eisen. Eisen reagiert dabei mit dem Sauerstoff aus der Luft und bildet Rost, ohne dass extern hinzugefügte Energie erforderlich ist.

Unfreiwillige Reaktionen brauchen eine externe Energiequelle, damit sie ablaufen können. Diese Reaktionen führen zu einer Zunahme der Energie im System. Ein geeignetes Beispiel dafür ist die Elektrolyse von Wasser. Bei dieser Reaktion wird Wasser nur dann in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, wenn elektrische Energie zugeführt wird.

Freiwillige Reaktionen geschehen, weil sie energetisch günstig sind. Unfreiwillige Reaktionen brauchen hingegen Energiezufuhr von aussen.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T20:47:16Z

Ebrandes: /* Repetition: Definition von ΔH */

== Repetition: Definition von ΔH ==
ΔH ist die Energie, die bei einer chemischen Reaktion frei wird, beziehungsweise aufgewendet werden muss. Die Bedingung dafür ist, dass die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also dass der Druck und die Temperatur konstant bleiben.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen

2024-06-14T18:21:17Z

Ebrandes: /* Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab. */

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''spontan''' ab, spricht man von einer freiwilligen Reaktion, das '''Mass für die Freiwilligkeit''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|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 Freiwilligkeit''' hat.

* Freiwillige 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.

* Freiwillige 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.

* Unfreiwillige 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.

==Freiwillig oder unfreiwillig?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion freiwillig ist oder nicht, muss das Mass für die Freiwilligkeit, 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 [[Die Entropie ΔS|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 '''freiwillig''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unfreiwillig''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Massenerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es einen Reaktionstyp, der immer spontan ist, zwei, bei denen es von der Grösse des günstigen und ungünstigen Faktors abhöngt, und einen Reaktionstyp, der immer unspontan ist:

a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0

b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig

*Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
*Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''

c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig

*Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
*Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''

d) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0*

*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 ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-14T18:20:08Z

Ebrandes: /* Hypothese von Berthelot */

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Hypothese von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Das Prinzip des Energieminimums

2024-05-25T20:18:56Z

Ebrandes: /* Zufällige Teilchenbewegung */

Der Einfluss der Enthalpie ΔH

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Das Prinzip des Energieminimums

2024-05-25T20:18:23Z

Ebrandes: /* Zufällige Teilchenbewegung */

Der Einfluss der Enthalpie ΔH

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu den [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Das Prinzip des Energieminimums

2024-05-25T20:18:00Z

Ebrandes:

Der Einfluss der Enthalpie ΔH

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu den [[Die Entropie ΔS]]

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

IV Reaktionslehre

2024-05-25T19:14:26Z

Ebrandes:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Das Prinzip des Energieminimums]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

IV Reaktionslehre

2024-05-25T19:13:21Z

Ebrandes:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Der Einfluss der Enthalpie ΔH]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

Das Prinzip des Energieminimums

2024-05-25T19:12:17Z

Ebrandes: Der Einfluss der Enthalpie ΔH

Der Einfluss der Enthalpie ΔH

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

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Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

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Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Das Prinzip des Energieminimums

2024-05-24T21:56:43Z

Ebrandes:

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

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In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

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=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

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== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

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Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

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Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

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2024-05-24T18:17:44Z

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Ebrandes: Offene, geschlossene und abgeschlossene Systeme

== Beschreibung ==
Offene, geschlossene und abgeschlossene Systeme