Die chemische Thermodynamik ist ein grundlegender Zweig der Chemie, der sich auf die Untersuchung der Energieumwandlungen konzentriert, die bei chemischen Reaktionen auftreten. Diese Disziplin stellt die notwendigen Werkzeuge und Konzepte bereit, um zu verstehen, wie Energie zwischen chemischen Systemen ausgetauscht wird und wie der Verlauf einer Reaktion vorhergesagt werden kann. Dieses Konzept wird auch als Thermochemie bezeichnet.
Daher bezieht sich die chemische Thermodynamik auf die Umwandlungen chemischer Energie in thermische Energie und umgekehrt, die während einer Reaktion zwischen Stoffen mit chemischer Affinität auftreten, und untersucht die damit verbundenen Variablen.
Der Zusammenhang zwischen Thermodynamik und Energie umfasst die physikalischen Veränderungen der Materie. Alle diese Umwandlungen erfolgen im Rahmen der Gesetze der Thermodynamik.
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Die Energie des Universums ist konstant: erster Hauptsatz der Thermodynamik.
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Bei jedem spontanen Prozess nimmt die Entropie des Universums immer zu: Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik.
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Die Entropie eines perfekten (wohlgeordneten) Kristalls bei 0 Kelvin ist Null: Dritter Hauptsatz der Thermodynamik.
Die chemische Thermodynamik umfasst nicht nur Labormessungen verschiedener thermodynamischer Eigenschaften, sondern auch die Anwendung mathematischer Methoden zur Untersuchung chemischer Fragestellungen und der Spontaneität von Prozessen.
Die Anfänge der chemischen Thermodynamik liegen im Werk von Josiah Willard Gibbs „Über das Gleichgewicht heterogener Substanzen“ (1878).
Grundbegriffe der Thermochemie
Zu den Schlüsselkonzepten gehören:
1. Innere Energie (U)
Die innere Energie eines chemischen Systems bezieht sich auf die gesamte im System enthaltene Energie, einschließlich der kinetischen und potentiellen Energie der Teilchen, aus denen es besteht. Die Änderung der inneren Energie eines Systems während einer Reaktion wird als ΔU bezeichnet.
2. Enthalpie (H):
Enthalpie ist eine thermodynamische Funktion, die die Menge an Wärmeenergie darstellt, die von einem System während einer Reaktion bei konstantem Druck aufgenommen oder abgegeben wird. Sie wird als H bezeichnet und steht mit der inneren Energie durch die Gleichung in Beziehung:
H=U+PV
Dabei ist P der Druck und V das Volumen des Systems.
3. Energieerhaltungssatz
Dieses Gesetz, auch als erster Hauptsatz der Thermodynamik bekannt, besagt, dass Energie weder erzeugt noch zerstört wird, sondern von einer Form in eine andere übertragen oder umgewandelt wird. Im Rahmen der chemischen Thermodynamik gilt dieses Gesetz für chemische Reaktionen, bei denen Energie nicht verloren geht, sondern zwischen den beteiligten Stoffen umverteilt wird.
4. Hesssches Gesetz
Das Hesssche Gesetz besagt, dass die Enthalpieänderung bei einer chemischen Reaktion nur vom Anfangs- und Endzustand der Reaktanten und Produkte abhängt und nicht vom Weg, der zurückgelegt wird, um diese Zustände zu erreichen. Damit lässt sich ΔH für eine chemische Reaktion aus den Bildungsenthalpien der Reaktanten und Produkte berechnen.
Thermodynamik und chemische Reaktionen
Die chemische Thermodynamik wird häufig auf die Untersuchung chemischer Reaktionen angewendet und ermöglicht es uns zu bestimmen, ob und unter welchen Bedingungen eine Reaktion energetisch durchführbar ist. Einige Schlüsselkonzepte im Zusammenhang mit chemischen Reaktionen und Thermodynamik sind:
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Aktivierungsenergie: Aktivierungsenergie ist die Mindestenergie, die Teilchen haben müssen, damit eine chemische Reaktion stattfindet. Die Thermodynamik konzentriert sich auf die Differenz zwischen der Aktivierungsenergie und der gesamten bei einer Reaktion freigesetzten oder absorbierten Energie.
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Chemisches Gleichgewicht: In einem System im Gleichgewicht ist die freie Energie minimal und es gibt keine Nettoänderungen in den Konzentrationen der Reaktanten und Produkte.
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Das Gesetz von Le Chatelier: Dieses Gesetz beschreibt, wie ein System im Gleichgewicht auf Änderungen der Konzentration, des Drucks oder der Temperatur reagiert.
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Freie Gibbs-Energie (ΔG): Die freie Gibbs-Energie ist ein Maß für die Verfügbarkeit von Energie, um während einer chemischen Reaktion nützliche Arbeit zu leisten. ΔG ist ein Indikator dafür, ob eine Reaktion spontan erfolgt (ΔG negativ) oder nicht (ΔG positiv).