Chemie: 8. Klasse

Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

Chemische Reaktionen kann man unter stofflichen und energetischen Aspekten betrachten. Energetisch lassen sich die Reaktionen einteilen in exotherme Reaktionen, die unter Abgabe von Reaktionsenergie verlaufen, und in endotherme Reaktionen, die unter Aufnahme von Reaktionsenergie verlaufen.

Die Energie kann in Form von Wärme aber auch in Form von Licht und elektrischer Energie umgesetzt werden. Für die Summe der Energien gilt:

Energieverlauf bei chemischen Reaktionen

Exotherme Reaktionen

Bei exothermen Reaktionen wird mehr Energie frei als man zur Aktivierung der Reaktion benötigt. Betrachtet man ein Diagramm, das die Energieveränderungen bei der Vereinigung von Zink und Schwefel aufzeigt, ergibt sich folgendes Bild:

Da (wie oben erklärt) $ \Delta \,E \:=\: E(\text{Produkte}) \:-\: E(\text{Edukte}) $ gilt und die Energie E₂ größer als die Energie E₁ ist, ergibt sich daraus, dass die Energiedifferenz ΔE kleiner als null ist. Die Energiewerte, die bei der Reaktion gemessen werden, tragen daher ein negatives Vorzeichen.

Endotherme Reaktionen

Endotherme Reaktionen laufen dagegen nur ab, wenn ständig genug Energie zugeführt wird. Dazu gehört zum Beispiel die Analyse von Wasser. Es ergibt sich folgendes Diagramm:

Man kann klar erkennen, dass das Energieniveau der Produkte höher ist als das der Edukte. Die gemessenen Werte sind daher positiv.

Verbrennungsreaktionen

Chemisch betrachtet ist eine Verbrennung eine Reaktion eines Stoffs mit Sauerstoff, die meist exotherm verläuft. Die Produkte heißen Oxide. Brennbare Stoffe müssen bis zu ihrem Flammpunkt erhitzt werden, bevor diese zu brennen beginnen.

Arten von Verbrennungsreaktionen

Es gibt mehrere Arten der Verbrennungsreaktionen.

• Explosion: Es ist ein explosionsfähiges Gemisch notwendig, z.B. die Knallgasprobe:
  $$ \mathrm{2\,H_2 \:+\: O_2 \:\rightarrow\: 2\,H_2O} $$
• Verbrennung unter Flammenerscheinung: Bei der Verbrennung erkennt man Flammen, z.B. beim Bunsenbrenner:
  $$ \mathrm{CH_4 \:+\: 2\,O_2 \:\rightarrow\: CO_2 \:+\: 2\,H_2O} $$
• Stille Oxidation: Hier „verbrennt“ der Stoff ohne eine Flammenerscheinung. Dies ist zum Beispiel bei der Rostbildung (erste Reaktion) und bei der Zellatmung (zweite Reaktion) der Fall:
  $$ \mathrm{4\,Fe \:+\: 3\,O_2 \:\rightarrow\: 2\,Fe_2O_3} $$
  $$ \mathrm{C_6H_{12}O_6 \:+\: 6\,O_2 \:\rightarrow\: 6\,CO_2 \:+\: 6\,H_2O} $$

Katalyse – Katalysatoren

Erhitzt man 10%iges Wasserstoffperoxid (H₂O₂), so gibt es eine Gasentwicklung. Gibt man zu der Lösung bei Raumtemperatur etwas Braunstein (MnO₂), so gibt es wiederum eine Gasentwicklung, wobei die Glimmspanprobe positiv ausfällt. Aus Wasserstoffperoxid ist damit Wasser und Sauerstoff hervorgegangen:

Dies lässt sich dadurch erklären, dass der Braunstein als ein Katalysator funktioniert. Er setzt die Aktivierungsenergie herab. Dadurch ist in dem Beispiel bereits bei Raumtemperatur genug Energie vorhanden, um die Reaktion ablaufen zu lassen, während zuvor eine Erwärmung notwendig war.

Ein Katalysator hat im Allgemeinen folgende Eigenschaften:

• beschleunigt chemische Reaktionen (bei gleicher Temperatur)
• lässt Reaktionen schon bei wesentlich niedrigeren Temperaturen ausreichend schnell ablaufen
• geht unverändert aus der Reaktion hervor (geringe Mengen sind ausreichend)
• verändert nicht die Energiedifferenz Δ E

Beispiele, wo man Katalysatoren antrifft, sind:

• Autogaskatalysatoren
• Beschleunigung chemischer Herstellungsverfahren
• Enzyme (diese entsprechen Biokatalysatoren, siehe auch unter Biologie: 10. Klasse)