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Chemie: 8. Klasse | Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen

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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:

Summe der Energiebetrachtung einer Reaktion
Abb. 29: Summe der Energiebetrachtung einer Reaktion

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:

Energiediagramm einer exothermen Reaktion
Abb. 30: Energiediagramm einer exothermen Reaktion[4]

Da – wie oben erklärt – Summe der Energiebetrachtung einer Reaktion 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:

Energiediagramm einer endothermen Reaktion
Abb. 31: Energiediagramm einer endothermen Reaktion[5]

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.

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:

Analyse von Wasserstoffperoxid zu Wasser und Sauerstoff
Abb. 32: Analyse von Wasserstoffperoxid zu Wasser und Sauerstoff

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:

Beispiele, wo man Katalysatoren antrifft, sind:

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