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Thermodynamik – Einführung

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André Otto
Thermodynamik – Einführung
lernst du in der 11. Klasse - 12. Klasse - 13. Klasse

Beschreibung Thermodynamik – Einführung

In diesem Video geht es um eine kurze Einführung in die Thermodynamik. Dazu wird ein Überblick über die wichtigen Größen und Gleichungen gegeben und im Anschluss anhand von einfachen und anschaulichen Beispielen erläutert. Das Video liefert Informationen dazu, woran man erkennt, ob eine Reaktion abläuft oder nicht, über die thermodynamischen Standardbedingungen und welchen Zusammenhang es zwischen der Thermodynamik und dem chemischen Gleichgewicht gibt.

Transkript Thermodynamik – Einführung

Guten Tag und herzlich willkommen!

In diesem Video geht es um Thermodynamik, auch kurz Energetik genannt. Es soll einen Überblick vermitteln.

Gliederung des Videos: 1. Das Wesen der Thermodynamik 2. Reagiert oder reagiert nicht 3. Thermodynamische Größen 4. Gibbs' freie Energie und Gleichgewichtskonstante und 5. Zusammenfassung.

  1. Das Wesen der Thermodynamik

Betrachten wir die chemische Reaktion von Kohlendioxid und Wasser zu Methan und Sauerstoff. Diese Reaktion läuft nicht ab. Die Vereinigung von Methan und Chlor ergibt Monochlormethan und Chlorwasserstoff. Diese Reaktion läuft sehr wohl ab. Beides weiß man aus experimenteller Erfahrung.

Die erste Reaktion kann man mit folgender Situation vergleichen: Eine Kugel, die sich auf einem Niveau relativ unten befindet, soll auf ein Niveau relativ oben gelangen, und das gegen die Erdanziehungskraft. Es ist offensichtlich, dass es dort zu Problemen kommt. Die Kugel wird ihre bequeme Lage unten nicht verlassen und uns nicht den Gefallen tun und nach oben springen. Die zweite Reaktion hingegen scheint vergleichbar mit dem mechanischen Modell zu sein, dass die Kugel sich auf einem erhobenen Podest befindet. Es bedarf nur eines kleinen Anstoßes, sie wird ihre Lage verlassen und sich nach unten bewegen. So oder ähnlich kann man sich das energetische Verhalten der Reaktanten bei Reaktion 1 vorstellen. Die Reaktion läuft nicht ab. Und eben anders auch das energetische Verhalten der Reaktanten bei Reaktion 2. Hier findet eine chemische Reaktion statt.

Im Zentrum der Überlegungen steht die Energie. Sie ist auch die wichtigste Größe in der Thermodynamik, der Energetik. Wir können formulieren: Energie ermöglicht oder verhindert eine Reaktion.

Genauer gesagt: Die Thermodynamik beschreibt die Änderung der Energiezustände der Moleküle während einer Reaktion. Und noch ein weiterer Merksatz: Sie betrachtet grundsätzlich Gleichgewichtsreaktionen.

Das Wesen der Thermodynamik reduziert sich letztendlich auf die Frage: Warum läuft eine chemische Reaktion überhaupt ab?

  1. Reagiert oder reagiert nicht

Die Frage, ob eine chemische Reaktion abläuft oder dies nicht geschieht, beantwortet uns die wichtigste aller thermodynamischen Größen. Es ist G, die Gibbs' freie Energie. Ist die Änderung von G bei einer chemischen Reaktion >0, so spricht man von einer endergonen Reaktion. In diesem Falle läuft die Reaktion nicht freiwillig ab. Es ist nur möglich durch äußeres Zutun. Falls die Änderung von G während einer chemischen Reaktion <0 ist, so spricht man von einer exergonen Reaktion. Exergone Reaktionen laufen freiwillig ab.

  1. Thermodynamische Größen

Unter der Vielzahl thermodynamischer Größen sind für den Chemiker drei von besonderem Interesse. Die erste Größe haben wir schon besprochen, es ist G, die Gibbs' freie Energie. Die zweite Größe ist H, die Enthalpie. Sie wird auch als Reaktionswärme bezeichnet. Und schließlich S, die Entropie, sie liefert eine Aussage über den Ordnungszustand des Systems.

G, H und S sind über eine wichtige thermodynamische Gleichung miteinander verknüpft: ΔG=ΔH-T×ΔS. Δ bedeutet jeweils die Differenz der Zustände von Produkten und Edukten. ΔH liefert Auskunft über die Veränderung der Bildungsstärken der beteiligten Reaktionspartner. Das heißt, nehmen die Bindungsstärken zu, wird die Energie geringer und ΔH wird negativ. ΔS gibt Auskunft über die Veränderung des Ordnungszustandes, genauer, über die Veränderung des ungeordneten Verhaltens.

Das Wechselspiel der Größen möchte ich an einer einfachen chemischen Reaktion veranschaulichen: Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid. Betrachten wir ΔH und die Veränderung der Bindungsstärken. Die Bindungsstärken in den Sauerstoffmolekülen sind relativ gering im Vergleich zu den Bindungsstärken im Kohlenstoffdioxidmolekül. Daher nehmen die Bindungsstärken im Verlauf der Reaktion zu. Die Energie nimmt ab, das heißt, ΔH<0.

Was bedeutet nun Entropie S und vor allem ihre Veränderung? Im Kohlenstoffgitter, nehmen wir einmal einen Diamant an, sind die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen geordnet. Man hat ein geordnetes System. Anders verhält es sich bei den Sauerstoffmolekülen. Sie befinden sich im gasförmigen Zustand und stellen daher ein ungeordnetes System dar. Während die Edukte noch halbwegs geordnet beim Kohlenstoff vorlagen, so sind die Produkte durchweg ungeordnet, denn Kohlenstoffdioxid ist ein Gas. Alle Teilchen bewegen sich ungeordnet hin und her. Die Unordnung wächst und damit auch die Entropie. Somit erhält ΔS bei dieser Reaktion ein positives Vorzeichen. Das bedeutet aber, dass ΔG<0. Somit läuft diese chemische Reaktion freiwillig ab.

Häufig wird die diskutierte Formel auch so dargestellt: ΔG0=ΔH0-T×ΔS0. Der Index 0 bedeutet, dass es sich um Standardbedingungen handelt. In der Thermodynamik sind Standardbedingungen eine Temperatur von 298 K, seltener 273 K, und ein Druck von 1,01325 bar.

  1. Gibbs' freie Energie und Gleichgewichtskonstante

In den Videos über Thermodynamik haben wir folgende Formel kennengelernt: ΔG=ΔG0+R×T×lnK. R ist hier die Gaskonstante, groß T die absolute Temperatur und groß K die Gleichgewichtskonstante einer chemischen Reaktion. Damit die chemische Reaktion im Gleichgewicht ist, muss gelten: ΔG=0. Also gilt auch: 0=ΔG0+R×T×lnK.

Wir bringen den größeren der beiden Terme auf die linke Seite und vertauschen die Seiten. Somit ergibt sich ΔG0=-R×T×lnK. Durch äquivalentes Umformen erhält man aus der logarithmierten die Exponentialform. Es ergibt sich als Gleichung 2: K=e^-(ΔG0/(R×T)). Vor allem die Gleichung 2 ist für die Bestimmung von K für die Experimentatoren von besonderem Interesse.

  1. Zusammenfassung

In diesem Video ging es darum, einen kurzen Einblick ind die Thermodynamik, auch Energetik genannt, zu erhalten. Wir haben gelernt, dass man chemische Reaktionen prinzipiell zwei mechanischen Situationen gleichsetzen kann. Einmal muss eine Kugel von einer unteren Ebene auf eine höhere befördert werden. Im zweiten Fall kann die Kugel von der höheren Ebene auf die niedere Ebene herunterfallen.

Für die Beurteilung von Reaktionsfähigkeit von Stoffen verwendet man in der Thermodynamik die Änderung der Gibbs' freien Energie ΔG. Falls ΔG>0, so nennt man diese Reaktion endergon. Sie läuft spontan nicht ab. Falls ΔG<0, so nennt man die Reaktion exergon, sie läuft spontan ab.

Eine wichtige thermodynamische Gleichung ist ΔG=ΔH-T×ΔS. Bei der Oxidation von Kohlenstoff zu Kohlenstoffdioxid nimmt die Enthalpie ab, da die chemischen Bindungen im Mittel stärker werden. Die Entropie hingegen nimmt zu, da die Ausgangsstoffe teilweise geordnet waren. Es war ein Feststoff dabei. Das Reaktionsprodukt ist gasförmig, das heißt, die Unordnung nimmt zu.

Wir konnten durch einfache Überlegungen zeigen, dass die rechte Seite der Gleichung ein negatives Vorzeichen hat, das heißt 0>ΔG. Wenn man die Gleichung als ΔG0=ΔH0-T×ΔS0 schreibt, so meint man, dass alle thermodynamischen Größen hier für Standardbedingungen gelten. In der physikalischen Chemie gibt es zwei Standardbedingungen, einmal bei 298 K und 1,01325 bar und dann, seltener, bei 273 K und dem gleichen Druck.

Zum Schluss noch zwei wichtige Gleichungen, die einen Zusammenhang zwischen der Gibbs' freien Energie und der Gleichgewichtskonstante bei Standardbedingungen darstellen: 1. ΔG0=-R×T×lnK und 2. K=e^-(ΔG0/(R×T)).

Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute, auf Wiedersehen!  
 

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Thermodynamik – Einführung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Thermodynamik – Einführung kannst du es wiederholen und üben.
  • Gib die Gleichung an, mit der man Gibbs freie Energie berechnen kann.

    Tipps

    Gibbs freie Energie wurde nach dem Entdecker benannt und abgekürzt.

    Lösung

    Gibbs freie Energie wird durch die Formel $\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S$ berechnet. Dabei gibt $\Delta H$ Auskunft über die Veränderung der Bindungsstärken der beteiligten Reaktionspartner. Nehmen die Bindungsstärken zu, wird die Energie geringer und $\Delta H$ wird negativ. $T$ ist die Temperatur und $\Delta S$ gibt Auskunft über die Veränderungen des Ordnungszustandes des ungeordneten Verhaltens.

  • Entscheide, ob folgende Reaktionen endergon oder exergon sind.

    Tipps

    Ist $\Delta G$ kleiner als Null, läuft die Reaktion freiwillig ab.

    Lösung

    Es gibt Reaktionen, die freiwillig ablaufen und dabei Energie abgeben. Dann ist Gibbs freie Energie kleiner als Null und die Reaktion ist exergon. Ist sie größer als Null, benötigt die Reaktion Energiezufuhr, um abzulaufen. Solche Reaktionen sind endergon.

  • Schätze ab, ob die folgende Reaktion freiwillig abläuft.

    Tipps

    Die Temperatur spielt in Gibbs Gleichung eine Rolle.

    Nimmt die Entropie zu, wird Gibbs Energie kleiner.

    Lösung

    Um abzuschätzen, ob eine Reaktion freiwillig abläuft oder nicht, solltest du dir die Reaktion genauer anschauen. Ein guter Indikator dafür ist die Entropie. Ähnlich wie in deinem Zimmer, ergeben viele kleine Teilchen, die sich unkoordiniert bewegen, einen sehr unordentlichen Zustand. Dies entspricht dem gasförmigen Zustand. Der „ordentlichste“ Zustand ist der feste Zustand.

    Bei der gegebenen Reaktion wird aus der („ordentlichen“) festen Glucose mit gasförmigem („unordentlichem“) Sauerstoff Kohlenstoffdioxid („unordentlich“) und Wasser („mäßig unordentlich“). Auf der Produktseite ist es also insgesamt „unordentlicher“ als auf der Eduktseite. Die Entropie nimmt also von Edukt zu Produkt zu. Gibbs Energie ist abhängig von der Entropie. Und wenn diese zunimmt, nimmt Gibbs freie Energie ab.

    Ist $\Delta G < 0$, läuft diese Reaktion freiwillig ab.

  • Berechne die freie Enthalpie bei der Entstehung von Kohlenstoffmonoxid.

    Tipps

    $\Delta H$ und $\Delta S$ haben unterschiedliche Einheiten und müssen deshalb umgerechnet werden.

    Die Summe der Edukte wird von den Produkten abgezogen.

    Lösung

    Bei der Berechnung von Gibbs freier Enthalpie solltest du immer beachten, dass Elemente immer eine Enthalpie von $0~kJ/mol$ besitzen. Außerdem besitzen sie nicht die gleiche Einheit, weshalb du dir merken solltest:

    $1000~J = 1~kJ$

    Grundsätzlich gilt: Die Summe der Werte der Edukte muss vom Wert der Produkte abgezogen werden.

    Und vergiss nicht die Stoffmenge. Es entstehen $2~mol$ $CO$, daher musst du den Wert des Produktes mit 2 multiplizieren.

  • Bestimme, wie sich die Entropie verändert, wenn im Organismus Moleküle aufgebaut werden.

    Tipps

    Entropie ist das Maß der Unordnung.

    Lösung

    Die Entropie ist das Maß der Unordnung. Sie ist also umso größer, je unordentlicher es ist. Wenn nun in einem Organismus Moleküle aufgebaut werden, ist es wie beim Aufräumen in deinem Zimmer. Viele kleine Teilchen werden zusammengepackt. Die Unordnung sinkt - und damit auch die Entropie.

  • Berechne die freie Enthalpie bei der Entstehung von Chlorwasserstoff.

    Tipps

    Benutze die Formel: $\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S$.

    Die Reaktion läuft bei 25°C ab, also beträgt die Temperatur $298~K$.

    Beachte: Es stehen 2 mol $HCl$ im Produkt.

    Die Eduktwerte müssen als Summe von den Produktwerten abgezogen werden.

    Du musst manche Werte umrechnen, um das Ergebnis zu erhalten: $1000~J$ sind $1~kJ$.

    Lösung

    Um Gibbs Energie zu berechnen, benutzt du die Formel:

    $\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S$.

    Du solltest beachten, dass die Temperatur in Kelvin umgerechnet werden muss. 25°C entsprechen also 298K.

    Die Werte der Edukte und Produkte werden jeweils addiert. Eduktwerte werden von den Produktwerten abgezogen.

    Vorsicht! Du solltest außerdem beachten, dass du die Stoffmengen der einzelnen Reaktionspartner einrechnest. Es entstehen zum Beispiel 2 mol HCl.

    Komplett eingesetzt sieht die Gleichung so aus:

    $\Delta G = 2 mol \cdot (-92~kJ/mol) - 298~K \cdot [(2 mol \cdot 187~J/(K \cdot mol)] - [131~J/(K \cdot mol) + 223~J/(K \cdot mol)])$

    $\Delta G = -184~kJ - 298~K \cdot (0,02~kJ)$

    $\Delta G = -189,96~kJ$

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