Exotherm endotherm

Beispiel: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O hat ΔH = −890 kJ/mol. Die Rückreaktion hätte +890 kJ/mol, ihr Vorzeichen ist immer umgekehrt. Auch Eis zu schmelzen ist endotherm, aber ein physikalischer Vorgang. Stell dir bei exothermen Reaktionen einen Ball vor, der bergab rollt und Lageenergie verliert.

Im Gleichgewicht begünstigt eine höhere Temperatur die endotherme Richtung. Ein Katalysator ändert ΔH nicht.

→ Ausführlich in: Massenwirkungsgesetz, Aktivierungsenergie

ΔH = ΔU + p·ΔV

ΔH = ΔU + p·ΔVbei konstantem Druck; ΔU = innere Energie

Expandiert das System, leistet es Volumenarbeit p·ΔV gegen den Außendruck. Ändert sich bei konstantem Druck das Volumen nicht (ΔV = 0, etwa ohne Gase), gilt ΔH = ΔU. ΔU ist die Änderung der inneren Energie, also der Energie aller Teilchen zusammen.

Beispiel: ΔU = −500 J, p = 2 bar, ΔV = 1,5 dm³. Rechne in SI-Einheiten (1 bar = 10⁵ Pa, 1 dm³ = 10⁻³ m³): p = 2·10⁵ Pa, ΔV = 1,5·10⁻³ m³. Dann ist p·ΔV = 300 J und ΔH = −500 J + 300 J = −200 J. Die Reaktion ist exotherm.

Entropie und Gibbs-Energie

Ob ein Vorgang freiwillig abläuft, entscheidet nicht ΔH allein. Entropie S misst die Unordnung. Es zählt die Gibbs-Energie:

ΔG = ΔH − T·ΔSΔG < 0 freiwillig, ΔG > 0 nicht freiwillig

ΔG < 0 heißt exergonisch, ΔG > 0 endergonisch, ΔG = 0 ist Gleichgewicht. Für die Umgebung gilt ΔS(Umgebung) = −ΔH(System)/T: Exotherm erhöht ihre Entropie, endotherm senkt sie. Freiwillig heißt nicht schnell, ΔG sagt nichts über die Geschwindigkeit.

So läuft Kalkbrennen (endotherm, CO₂ entsteht) erst bei hoher Temperatur freiwillig ab.