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Grundlagen der Energetik 1.Geschichte der EnergetikIm letzten Drittel des 19. Jahrhunderts versuchten verschiedene Wissenschaftler einen Zusammenhang zwischen Energie und Triebkraft chemischer Reaktionen herzustellen. Da viele Reaktionen um so besser ablaufen, desto mehr Energie bei der Umsetzung frei wird, stellte der französische Chemiker Marcelin BERTHELOT (1827-1907) ein erstes Prinzip auf: "Die bei einer chemischen Reaktion freiwerdende Wärmeenergie und die Beständigkeit der bei diesen Reaktionen spontan sich bildenden Produkte sind ein Maß für die chemische Affinität." Unter Affinität (lat. Verwandtschaft) verstand man des Bestreben von Stoffen miteinander zu reagieren. Nach dieser Vorstellung waren Stoffe, die gut miteinander reagierten, miteinander "nah verwandt". Auch der englische Forscher Sir William THOMSON (Lord KELVIN) kam unabhängig davon zu derselben Hypothese, nach der es jedoch keine freiwillig ablaufende, endotherme chemische Reaktionen geben dürfte. In der Tat waren damals solche Reaktionen noch nicht bekannt. Das endotherme Auflösen verschiedener Salze betrachtete man nicht als chemischen Vorgang. Als Erster stellte der amerikanische Physikochemiker GIBBS (1839-1903), Professor an der Yale Universität, eine grundlegende Theorie zur Thermodynamik der Triebkraft chemischer Reaktionen auf. Auch der Niederländer van't HOFF, der seit 1894 an der Preußischen Akademie der Wissenschaften arbeitete, kam aufgrund von experimentellen Ergebnissen 1906 zu der Erkenntnis, dass die bei einer Reaktion freiwerdende Energie nicht einzig darüber bestimmen kann, ob eine Reaktion abläuft oder nicht. Van't Hoff stellte beim Mischen von Natriumsulfat mit Kaliumchlorid fest, dass eine endotherme Reaktion unter Verflüssigung eintrat. Bei dieser Reaktion ändert sich die Ordnung der Kristallgitter.
2. Das energetische GrundprinzipDie Triebkraft chemischer Reaktionen ist bei stark exothermen Vorgängen, wie schon BERTHELOT festgestellt hat, in erster Näherung durch die freiwerdende Energie bestimmt. Eine genaue Beschreibung der Triebkraft ist jedoch nur möglich, wenn die Änderung der Ordnung eines Systems, d.h. die Änderung der Entropie vor und nach der Reaktion berücksichtigt wírd. Dies fasste der deutsche Physikochemiker Hermann ULICH (1895-1945) zusammen: " Alles in unserer Welt
strebt in Richtung abnehmender Enthalpie und zunehmender Entropie." Die Reaktionsenthalpie ist diejenige Energiemenge, die ein System bei konstantem Druck an die Umgebung abgibt oder aufnimmt. Die Entropie ist ein Maß für den Ordnungszustand eines Systems. Die Entropie nimmt mit steigender Unordnung zu. Der österreichische Physiker BOLTZMANN (1844-1906) verknüpfte die Entropie mit der thermodynamischen Wahrscheinlichkeit W eines Systems zu einer statistischen Deutung: S = k * ln W (S =Entropie, k = BOLTZMANN-Konstante) Beispiel: Für einen idealen Kristall beim absoluten Nullpunkt (-273°C) gibt es nur eine Realisierungsmöglichkeit (W=1); hieraus folgt für die Entropie der Wert 0.
3. BerechnungenOb eine chemische Reaktion ablaufen kann ist also sowohl von der Enthalpie-, als auch von der Entropieänderung abhängig. Diesen Zusammenhang erfasst die Gibbs-Helmholtz-Gleichung. D
G = D H -T * D S Wenn Sie ein Lehrbuch mit Daten zu Enthalpie- und Entropiewerten besitzen, so können Sie anhand dieser Gleichung berechnen, ob eine Chemische Reaktion ablaufen kann (= exergonisch, D G hat einen negativen Wert )oder nicht (=endergonisch, D G hat einen positiven Wert). Falls nicht, so können Sie im Folgenden sehen, zu welchen Ergebnissen die Software Gibbs-Energetik für Windows® 95-2000 ME, XP in zwei ausgewählten Beispielen kommt. Ausgehend von einer Datenbank, die einige hundert schulrelevante thermodynamische Werte umfasst und vom Anwender jederzeit geändert werden kann, werden mit Mausklicks Edukte (=Ausgangsstoffe) und Produkte in das Arbeitsfenster übernommen:
4. Die Ammoniaksynthese aus den Elementen Aus der Datenbank von Gibbs-Energetik wurden die Ausgangsstoffe (=Edukte) Wasserstoff und Stickstoff durch einen Mausklick eingefügt. Desweitern als Produkte Ammoniak (NH3).
Die Gibbs-Energetik stellt hierfür die Reaktionsgleichung auf und berechnet die freie Enthalpie (D G) in diesem Beispiel bei 298 Kelvin, also Zimmertemperatur. D G hat einen negativen Wert, d.h. die Reaktion ist unter diesen Bedingungen möglich. Mit einem Mausklick auf den "Button K " könnte auch noch die Gleichgewichtskonstante berechnet werden.
Die Gibbs-Energetik kann alle Rechenergebnisse auch grafisch darstellen. Der Temperaturbereich wurde von 0 - 1000 K gewählt. Bei der Ammoniaksynthese bzw. der Synthese von Methan aus den Elementen, sieht man auf einen Blick, wann die Reaktion von exergonischen zum endergonischen Bereich übergeht, d.h. die rot markierte Null-Linie schneidet. Die Gibbs-Helmholtz-Theorie gibt nur Aussagen darüber, ob eine Reaktion ablaufen kann. Es bleibt jedoch die Kunst des Chemikers, diese Reaktion in Gang zu bringen. Das Diagramm zeigt, dass die Ammoniaksynthese bei niedriger Temperatur durchgeführt werden sollte. Stickstoff ist jedoch ein reaktionsträges Gas, das sich bei Temperaturen unterhalb von 450 Kelvin nur mit Katalysatoren zur Reaktion bringen lässt. Diese (Fe-Katalysatoren) mussten zunächst von Haber und Bosch Anfang dieses Jahrhunderts gefunden werden, um die Ammoniaksynthese großtechnisch durchführen zu können. Spezielle, molybdänhaltige Biokatalystoren (=Enzyme) ermöglichen es manchen Pflanzen (Hülsenfrüchtler = Leguminosen wie Soja, Linsen, Erbsen, Bohnen) diese Reaktion bei Normaltemperatur (298 Kelvin) durchzuführen. Die Gibbs-Energetik lässt Ihrer Fantasie freien Lauf für weitere Forschungen. Wählen Sie aus der Datenbank beliebige Edukte und Produkte aus und erforschen Sie neue Reaktionen. Beispiel hierfür wären die Vergleiche der freien Enthalpien von Nichtmetallhydriden, der homologen Reihe der Alkane, Alkene usf. über einen beliebig gewählten Temperaturbereich. Da manuell rechnerische Operationen entfallen, können Sie und Ihre Schüler sich auf die Ergebnisse konzentrieren. |
