Grundlagen: Thermodynamik & Chemisches Gleichgewicht

Grundlagen der Thermodynamik und Thermochemie

• Kalorimetrie: Basiert auf der spezifischen Wärmekapazität von Wasser. Wird verwendet, um den Energiegehalt von Nahrungsmitteln zu bestimmen.
• Zustandsgröße: Eine makroskopische physikalische Größe, die den Zustand eines Systems im Gleichgewicht charakterisiert.
• Innere Energie (1. Hauptsatz): Die Änderung der inneren Energie entspricht der Summe der dem System zugeführten Wärme und der am System verrichteten Arbeit.
• Reaktionsenthalpie/-wärme: Die Wärme, die während einer chemischen Reaktion bei konstantem Druck aufgenommen oder abgegeben wird.
• Wärme: Die Energiemenge, die ein thermodynamisches System mit seiner Umgebung als Wärme austauschen kann.
• Bildungsenthalpie/-wärme: Die Wärme, die benötigt wird, um ein Mol einer Substanz bei konstantem Druck aus ihren Elementen in deren stabilsten Form zu bilden.
• Isobarer Prozess: Ein thermodynamischer Prozess, der bei konstantem Druck abläuft. Die übertragene Wärme steht dabei in Beziehung zu anderen Zustandsgrößen.
• Exotherm: Bezieht sich auf eine chemische Reaktion, die Wärme freisetzt, d.h. eine negative Enthalpieänderung (ΔH < 0) aufweist.
• Endotherme Reaktion: Bezieht sich auf eine chemische Reaktion, die Wärme aufnimmt (ΔH > 0).
• Hess'scher Satz: Besagt, dass die Enthalpieänderung einer Reaktion unabhängig vom Reaktionsweg ist (nur vom Anfangs- und Endzustand abhängt). Wird zur Berechnung von Reaktionsenthalpien verwendet.
• Gesetz von Lavoisier: Gesetz von der Erhaltung der Masse: Bei einer chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse der Reaktanten gleich der Gesamtmasse der Produkte.
• Gesetz von Laplace (Druck): Definiert die Druckdifferenz über eine gekrümmte Grenzfläche zwischen zwei Phasen (z.B. durch Oberflächenspannung).
• Thermodynamik: Ein Zweig der Physik, der die Auswirkungen von Änderungen von Temperatur, Druck und Volumen auf Systeme auf makroskopischer Ebene untersucht. Sie erklärt Prozesse des Energieaustauschs (insbesondere Wärme) und Stofftransports zwischen thermodynamischen Systemen.
• Spezifische Wärmekapazität: Die Wärmemenge, die benötigt wird, um die Temperatur einer Masseneinheit (z.B. 1 kg oder 1 g) eines Stoffes um eine Temperatureinheit (z.B. 1 K oder 1 °C) zu erhöhen.
• Zustandsfunktion: Eine Eigenschaft eines Systems, deren Wert nur vom aktuellen Zustand abhängt, nicht vom Weg, auf dem dieser Zustand erreicht wurde. Änderungen hängen nur vom Anfangs- und Endzustand ab (z.B. Innere Energie, Enthalpie, Entropie).
• Energie: Definiert als die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten oder Wärme zu übertragen. Energie kann von einer Form in eine andere umgewandelt, aber nicht erzeugt oder vernichtet werden (Energieerhaltungssatz).
• Innere Energie (U): Die Summe aller kinetischen und potenziellen Energien der Teilchen (Atome, Moleküle), aus denen ein System besteht.
• Enthalpie (H): Eine Zustandsgröße (H = U + pV). Die Änderung der Enthalpie (ΔH) entspricht der bei konstantem Druck übertragenen Wärme.
• Adiabatischer Prozess: Ein thermodynamischer Prozess, der ohne Wärmeaustausch mit der Umgebung abläuft (Q = 0).
• Thermochemie: Ein Teilgebiet der Thermodynamik, das sich mit den Wärmeumsätzen (Enthalpieänderungen) bei chemischen Reaktionen befasst.
• Spontaneität: Beschreibt einen Prozess, der ohne äußeren Antrieb in einer bestimmten Richtung abläuft (oft verbunden mit einer Zunahme der Gesamtentropie oder einer Abnahme der freien Enthalpie).
• Reaktivität: Beschreibt die Fähigkeit von Stoffen, chemische Reaktionen einzugehen und sich in Produkte umzuwandeln.
• Entropie (S): Eine thermodynamische Zustandsgröße, die ein Maß für die Unordnung oder die Anzahl der möglichen Mikrozustände eines Systems ist. Je höher die Unordnung, desto höher die Entropie.
• Gibbs-Energie (Freie Enthalpie, G): Gibt die maximal nutzbare Arbeit (außer Volumenarbeit) an, die ein System bei konstantem Druck und konstanter Temperatur leisten kann (G = H - TS). Sie ist ein Kriterium für die Spontaneität (ΔG < 0 für spontane Prozesse) und das Gleichgewicht (ΔG = 0) chemischer Reaktionen.

Chemisches Gleichgewicht

• Chemisches Gleichgewicht: Zustand einer reversiblen Reaktion, bei dem die Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen, sodass sich die Konzentrationen der Reaktanten und Produkte makroskopisch nicht mehr ändern. Ist die Gleichgewichtskonstante K > 1, liegt das Gleichgewicht auf der Produktseite. Ist K < 1, liegt es auf der Eduktseite.
• Homogenes Gleichgewicht: Ein Gleichgewicht, bei dem alle beteiligten Stoffe (Edukte und Produkte) in derselben Phase vorliegen (z.B. alle gasförmig oder alle in Lösung).
• Heterogenes Gleichgewicht: Ein Gleichgewicht, bei dem die beteiligten Stoffe in mindestens zwei verschiedenen Phasen vorliegen (z.B. fest und gasförmig, flüssig und gasförmig).
• Prinzip von Le Chatelier (Prinzip des kleinsten Zwanges): Wird auf ein chemisches System im Gleichgewicht ein äußerer Zwang (Änderung von Konzentration, Temperatur oder Druck) ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass dem Zwang entgegengewirkt wird.