7. Chemische Reaktion und Energie

a. Exotherme Reaktion

Beispiel: Knallgasprobe 

Nach dem Zünden verläuft die Reaktion von selbst (Explosion). Dabei wird Wärmeenergie freigesetzt.

Wasserstoff

  +  Sauerstoff

  →  

Wasser

2 H2

+ O2

  →  

2 H2O

Q < 0




wurde als Wärme-
energie abgegeben

Energiediagramm: exotherme chemische Reaktion (Wärmeabgabe)



Der Energiegehalt des H2-O2-Gemisches ist höher als das von der Verbindung H2O.

b. Endotherme Reaktion

Beispiel: Zersetzung von Silbersulfid 

Das Reaktionsgemisch muss beständig erhitzt werden. Es wird fortwährend Wärmeenergie aufgenommen. Wenn man mit Erhitzen aufhört, wird die Reaktion unterbrochen.

Silbersulfid

  →  Silber

  +  

Schwefel

Ag2S

  →  2 Ag

  →  

S

Q > 0




Wärmeenergie die
aufgenommen wurde

Energiediagramm: endotherme chemische Rektion (Wärmeaufnahme)



Der Energiegehalt von der Verbindung Ag2S ist größer als der des Ag-S-Gemisches.

c. Energieerhaltungssatz

Versuch:
- Reaktion von Zink mit Iod in Wasser    
Zn(s) + I2(s) → ZnI2(aq)    Q < 0
- Filtration des Reaktionsgemisches und Elektrolyse von Zink(II)-iodid in einem U-rohr    
ZnI2(aq) → Zn(s) + I2(aq)    Q > 0
- Unterbrechung der Elektrolyse und Anbringen eines Elektromotors    
Zn(s) + I2(aq) → ZnI2(aq)    Q < 0

Energiediagramm: Umwandlung einer Energieform im eine andere Energieform

    

Q1 = E1 - E2 < 0 exotherm
Wärmeenergie

Q2 = E2 - E1 > 0 endotherm
elektrische Energie

Q3 = E1 - E2 < 0 exotherm
mechanische Energie

Energieerhaltungssatz:
Energie kann weder hergestellt noch zerstört werden, sie kann aber von einer Energieform in eine andere umgewandelt werden.

d. Aktivierungsenergie

Beispiele:

- Exotherme Reaktion: Knallgasprobe

2 H2

+ O2

  →  

2 H2O

    Q < 0 
    

EA: Aktivierungsenergie 
Energiemenge welche zum Starten der
Reaktion geliefert werden muss

x: Energiemenge welche gebraucht wird,
um weiteres Reaktionsgemisch zu aktivieren

Q = E1 - E2 < 0 exotherm
es wird Wärmeenergie freigesetzt

- Endotherme Reaktion: Zersetzung von Silbersulfid

Ag2S

  →  2 Ag

  →  

S

    Q > 0 

    

EA: Aktivierungsenergie

x: Energiemenge welche freigesetzt wird,
die Aktivierungsenergie ist aber so hoch,
dass die Reaktion endotherm verläuft

Q = E2 - E1 > 0 endotherm
es muss Wärmeenergie geliefert werden
damit die Reaktion weiter verläuft

e. Katalysator und Aktivierungsenergie

Beispiele:

- Ohne Zünden ist ein Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisch metastabil:
H2 reagiert nicht mit O2

- Ein Funke (≈ 600 ° C) genügt jedoch, es kommt zur Explosion:

2 H2

  +  

O2

  →  

2 H2O

    Q < 0

- Mit Hilfe eines Katalysators (zum Beispiel Platinwolle) verläuft die Reaktion schon bei Raumtemperatur:

Pt

2 H2

  +  

O2

  →  

2 H2O

    Q < 0

Energiediagramm:

    

EA: Aktivierungsenergie ohne Katalysator

x: Aktivierungsenergie mit Katalysator

Q = E1 - E2 < 0 exotherm

Eigenschaften eines Katalysators:
• Ein Katalysator verringert die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion.
• Ein Katalysator beschleunigt eine Reaktion und erlaubt, dass die Reaktion bei niedriger Temperatur abläuft.
• Ein Katalysator liegt vor und nach der Reaktion unverändert vor: er wird bei einer Reaktion nicht verbraucht, deshalb genügen schon geringe Mengen um eine Reaktion zu beschleunigen.
Aus diesem Grund wird der Katalysator auch über den Reaktionspfeil geschrieben.



g. Aufgaben

1. Gib für folgende Reaktionen an, ob sie exotherm oder endotherm verlaufen und begründe deine Antwort. Gib dann die Reaktionsgleichung an.
a. Durch beständiges Erhitzen erhält man Calciumoxid und Kohlenstoffdioxid aus Calciumcarbonat.








b. Ein Stück Magnesiumband wird entzündet und verbrennt mit einer grellen weißen Flamme.








c. Eine wässerige Lösung von Kupfer(II)-chlorid wird durch Elektrolyse zersetzt.







d. Erdgas (Methan, CH4) verbrennt zu Wasser und Kohlenstoffdioxid.






e. Wasserstoffperoxid (H2O2) zerfällt zu Wasser und Sauerstoff.







2. Stelle jeweils die Reaktionsgleichung auf und gib ein beschriftetes Energiediagramm an.
a. Bei der Bildung von Eisensulfid aus Elementen kann man ein helles Aufglühen beobachten.















b. Bei der Bildung von Silber(I)-sulfid aus Elementen ist nur ein sehr leichtes Aufglühen zu beobachten.















c. Elektrolyse von Wasser.
















d. Thermolyse von Calciumcarbonat zu Calciumoxid und Kohlenstoffdioxid.















e. Chlor reagiert mit Wasserstoff unter einem lautem Knall zu Wasserstoffchlorid.















f. Diphosphorpentoxid reagiert mit Wasser zu Phosphorsäure H3PO4.














g. Thermolyse von Quecksilber(II)-oxid.

















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